Министерством образования и науки Украины

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫДонбасская государственная машиностроительная академияА.П.АВДЕЕНКО, Н.И.ЕВГРАФОВАСБОРНИК ЗАДАЧПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИОдобрено Министерством образования и науки Украиныв качестве учебного пособиядля студентов высших учебных заведенийнаправления 0904 «Металлургия»Краматорск ДГМА 2004

ББК 24.1УДК 546А-18РЕЦЕНЗЕНТЫ:А.В.Харченко, д.х.н., профессор кафедры органической химии (Украинскийгосударственный химико-технологический университет);К.С.Бурмистров, д.х.н., профессор кафедры физической химии (Украинскийгосударственный химико-технологический университет);А.Е.Поляков, к.х.н., доцент кафедры химии и ОТ (Донбасская государственнаямашиностроительная академия)Авдеенко А.П.А-18. Сборник задач по неорганической химии / А.П.Авдеенко, Н.И.Евграфова.– Краматорск: ДГМА, 2004. – 256 с.ISBN 5-7763-2681-8Сборник задач содержит перечень терминов, используемых в курсе химии,их условные обозначения и единицы измерения. Приведены типовые задачии упражнения с решениями по каждой теме. Задачи расположены в определеннойпоследовательности, облегчающей их решение. Применен формульныйподход к выбору метода решения химических задач. Включает разделы с обзоромсвойств d-элементов, р-элементов, комплексных соединений, разделы сэлементами аналитической и органической химии. Предназначен для студентовметаллургических специальностей дневной и заочной форм обучения. Содержиттакже раздел с задачами повышенной сложности для студентов, готовящихсяк олимпиадам по химии.ОДОБРЕНОМинистерством образования инауки Украины в качествеучебного пособия для студентоввысших учебных заведенийнаправления0904 «Металлургия».Письмо № 14/18.2-69от 13.01.2003РЕКОМЕНДОВАНОученым советом Донбасскойгосударственной машиностроительнойакадемииПротокол № 2 от 31/Х-2002ISBN 5-7763-2681-8 © А.П.Авдеенко, Н.И.Евграфова, 2004.© ДГМА, 2004.2

ТерминТермины, условные обозначенияБуквенноеобозначениеТаблица 1Единицы измерения,используемые в химии1 2 31. Основные понятия и законы химии. Расчеты по химическойформуле, по уравнению химической реакции, по газовым законамАбсолютная масса химического m (X)кг, гэлемента или молекулы вещества ХАтомная единица массы a.e.м. кг, гВалентность элемента Х В Х -Выход по реакции:теоретическийпрактическийR рR p,теорR p,прдоля единицы, %Газовая постояннаяRДж/(моль·К),атм·л/(моль·К),мм рт.ст.·мл/(моль·К)Давление р Па, атм, мм рт.ст.Масса вещества Х m X кг, г, мгМолярная масса вещества Х M X кг/моль, г/мольМолярный объем V M м 3 /моль, л/мольОтносительная атомная массаэлемента ХA r,X-Относительная молекулярная массамолекулы вещества ХM r,X-Относительная плотность газа Хпо газу УОбъем V м 3 , л, млПлотность ξ кг/м 3 , г/л, г/см 3 , г/млСкорость света c км/с, м/сСодержание элемента Хω X(% X)доля единицы, %в химическом соединенииТемпература по шкале Цельсияt o Co CТемпература по шкале Кельвина(абсолютная температура)TKЧисло Авогадро N A моль -1Число:молекул вещества Хатомов элемента ХЧисло молей (число молярных масс)вещества ХD XУn мол,Хn ат,Хn М,Х (υ Х )---моль3

Продолжение табл.11 2 3Заряд q Кл, ед.зар. CGSE, э.э.зЗаряд электрона q e Кл, ед.зар. CGSEИонизационный потенциал элемента Х E i,X эВКвантовые числа:главноеорбитальное (азимутальное)магнитноеспиновоеnlm lm S---- max,e -Ковалентный радиус атома Х r a,X м, нм, ÅКоличество движения, импульс P кг·м/с, г·cм/сКонстанта Ридберга R∞ м -1 , см -1Координационное число к.ч. -Кратность связи к св -Константа Планка h Дж·сМаксимальное число электронов на энергетическомуровнеПериод колебаний T сСкорость V м/с, км/сТипы атомных орбиталей s, p, d, f -Типы молекулярных орбиталей ζ, π, δ -Фундаментальные элементарныечастицы:нейтронпротонэлектронЧастота электромагнитных колебаний υ c -1Электроотрицательность элемента Х ЭО Х -Энергия ионизации элемента Х Е i,X кДж/моль, ккал/мольЭнергия связи Х-У Е Х-У кДж/моль, ккал/мольЭнергия сродства к электрону элемента Х Е ср,Х кДж/моль, ккал/мольЭффективный заряд δ э.э.з.3. Термохимия. Термодинамика. Химическая кинетика и равновесиеВнутренняя энергия U кДж, ккалИзменение внутренней энергии ΓU кДж, ккалИзобарно-изотермический потенциал(энергия Гиббса)GкДж, ккалЭнергия Гиббса образования вещества Х ΓG X кДж/моль, ккал/мольСтандартная энергия Гиббсаобразования вещества ХΓG 0 298,X кДж/моль, ккал/мольnpe---5

Продолжение табл.11 2 3Энергия Гиббса реакции ΓG PкДж, ккалСтандартная энергия Гиббса реакции ΓG 0 298,PкДж, ккалКонстанты равновесия:при постоянном объеме (для равновесныхконцентраций)при постоянном давлении (дляравновесных парциальных давлений)Константа скорости реакции:прямойобратнойkk прk обр---Работа А кДж, ккалСкорость реакции λ моль/л·с и др.Температурный коэффициент скорости γ -реакцииЭнергия активации Е акткДж/моль, ккал/мольЭнтальпия Н кДж, ккалЭнтальпия образования вещества Х ΓН Х кДж/моль, ккал/мольСтандартная энтальпия образованиявещества ХН 0 298,Х кДж/моль, ккал/мольЭнтальпия сгорания вещества Х Н сг,ХкДж/моль, ккал/мольСтандартная энтальпия сгораниявещества ХН 0 298,сг,Х кДж/моль, ккал/мольЭнтальпия химической реакции ΓН Р кДж, ккалСтандартная энтальпия химическойреакцииΓН 0 298,Р кДж, ккалТермохимическая теплота реакции Q кДж, ккалТермодинамическая теплота реакции:в изобарном процессев изохорном процессеqq pкДж, ккалкДж, ккалкДж, ккалЭнтропия S Дж/К, кал/КЭнтропия вещества ХS XДж/(моль·К),кал/(моль·К)Стандартная энтропия вещества Х S 0 298,XДж/(моль·К),кал/(моль·К)Энтропия химической реакции S 0 298,PДж/К, кал/К4. Растворы неэлектролитовКриоскопическая постоянная К к-Масса растворенного вещества m в-вокг,гМасса растворителя m р-лькг, гKK CK Pq V---6

Продолжение табл.11 2 3Масса раствора m р-ркг, гМоляльная концентрация вещества Х(У моляльный раствор = Уm раствор)С m,X моль/1000 г р-ляМольная доля вещества Х N X доля единицыМолярная концентрация вещества Х С Хмоль/л(У молярный раствор = У м раствор) или [X]Нормальная концентрация вещества Х(У нормальный раствор = У н раствор)С н,Хмоль/лОсмотическое давление Р осмПа, атм, мм рт.ст.Процентная концентрация вещества Х илимассовая доля вещества Х (У процентный С % %раствор = У % р-р)Размер дисперсных частиц а м, см, мм, ÅРастворимость вещества Х в граммах на100 г растворителя при температуре t о toCС R Xг/100 г р-ляРастворимость вещества Х в граммах в 1 лраствораR m,Xг/лРастворимость вещества Х в молях в1 л раствораR M,Xмоль/лСтепень дисперсности D м -1 , см -1Титр раствора T г/млЭнтальпия растворения ΓН раствкДж/моль, ккал/мольЭнтальпия кристаллической решетки ΓН решкДж/моль, ккал/мольЭнтальпия сольватации ΓН сольвкДж/моль, ккал/мольЭнтальпия гидратации ΓН гидркДж/моль, ккал/мольЭбуллиоскопическая постоянная К Э-5. Растворы электролитов. рН. Гидролиз солей.Произведение растворимостиАктивность (активная концентрация) а моль/лВодородный показатель рН -Гидроксильный показатель рОН -Изотонический коэффициент і -7K H 2 O-Ионное произведение водыКонстанта гидролиза вещества Х K h,X-Константа диссоциации вещества Х K д,X-Константа нестойкости комплексногоK нест,X -соединения ХКоэффициент активности f -Произведение растворимости вещества Х ПР Х -

Продолжение табл.1Степень гидролизаСтепень диссоциации1 2 3hдоля единицы,%αдоля единицы,%Общий вид уравнения электролитической-диссоциации: К j+ - катион; A i- - анион K i A j ⇄ iК j+ + jA i-Общий вид равновесия насыщенных растворовмалорастворимых веществK i A j ⇄ iК j+ + jA i-осадок раствор6. Окисление-восстановление. Гальванические элементы.Электролиз. КоррозияВосстановленная форма вещества Red -Окисленная форма вещества Ox -Время η с, мин, чВыход по току R i%, доляединицыДеполяризатор D -Константа Фарадея F Кл/мольНапряжение разложения:теоретическиереальное, практическоеПеренапряжение выделения вещества Х наэлектроде из материала УПотенциал разложения на катоде:теоретическийреальный, практическийПотенциал разложения на аноде:теоретическийреальный, практическийU разлU разл,теорU разл,прУη ХKE разл.теорKE разл.прAE разл.теорAE разл.прСила тока I АСтепень окисления CO -Число электронов, участвующих-nв электродной реакцииЭлектродный потенциал (редокс-потенциал)гальванической пары Ox/RedE Ox/Red ВСтандартный электродный потенциал(редокс-потенциал) гальванической пары Е 0 Ох/Red ВOx/Red-BВВВВВВВ8

Окончание табл.11 2 3Электродвижущая сила ЭДС ВОбщая форма записи электродной(редокс-) полуреакцииОх + ne Red -Общая форма записи- +гальванического элемента и происходящихRed 1 /Ох 1 //Ox 2 /Red 2электродных процессов на ((А) Red 1 –ne → Ox 1-аноде и на катоде(K) Ox 2 +ne → Red 2Общая форма записи электродныхпроцессов при электрохимическойкоррозии:Ме – металлD – деполяризатор9(А) Ме о – ne → Me n+(K) D + ne → D n- -Числовые значения некоторых константТаблица 2Константа Обозначение Числовое значениеАбсолютная температура плавления льда Т пл,Н2О273,15 КАтомная единица массы а.е.м. 1 а.е.м =1,66·10 -27 кгБоровский радиус а о 5,29167·10 -11 мЗаряд электрона q e 1,6021·10 -19 КлИонное произведение воды при 20 о С K H2O10 -14Константа диссоциации воды при 20 о С K д, H 2O1,8·10 -16Константа Планка h 6,6256·10 -34 Дж·сКонстанта Ридбергера R∞ 1,097373·10 7 м -1Константа Фарадея F 96486,7 Кл·моль -1Масса покоя электронаМолярный объем при нормальных условияхm e9,1096·10 -31 кг5,48593·10 -4 а.е.м.V M 22,4135 л·моль -1 =22,4135·10 -3 -1м3·мольСкорость света в вакууме c 2,9979·10 8 м·с -1Универсальная газовая постоянная R-18,31434 Дж·моль-1·КЧисло Авогадро N A 6,022169·10 23 моль -1Перевод единиц разных систем в единицы СИ1 атм = 760 мм рт.ст. = 101325 Па1 эВ (электрон-вольт) = 23,6 ккал·моль -1 = 96,483 кДж·моль -11 ккал = 4,184 кДж; 1 кДж = 0,239 ккал

Продолжение таблицы 3АнионК а т и о нMg 2+ Zn 2+ Ag + Hg + Hg 2+ Cu 2+ Pb 2+ Bi 3+ Sn 2+1 12 13 14 15 16 17 18 19 20OHˉ Н Н Н Н НClˉ Р Р Н Н Р Р Р РS 2- Н Н Н Н Н Н Н Н Н2-SO 32-SO 43-PO 42-CO 32-Sio 3Н Н Н Н Н Н Н НР Р М М Р Р Р Р РН Н Н Н Н Н Н Н НН Н Н Н Н Н Н НН Н Н Н НNO 3ˉ Р Р Р Р Р Р Р РCH 3 COO¯ Р Р Р М Р Р Р Р РПримечание. Использованы следующие условные обозначения:Р – растворим;М – малорастворим;Н – нерастворим;– не существует или разлагается водой.11

Растворимые щелочиОснóвныеАмфотерные оксидыБезкислородныеКислородсодержащиеКислые солиОснóвные солиСредние солиОснóвные оксидыКислотные оксидыАмфотерные оксидыБезразличные оксидыКатионные комплексыАнионные комплексыНейтральные комплексыМеталлыПереходныеэлементыНеметаллы1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ1.1. Классификация неорганических веществ (рис.1)Неорганические веществаПростые веществаСоединения, сложные веществаПростые соединенияКомплексные соединенияОксиды Гидроксиды СолиОснованияКислотыНерастворимыеоснованияРис.1. Классификация неорганических веществ12

1.2. Металлы. Краткие теоретические сведенияМеталлами называются химические элементы и их простые вещества,обладающие металлическими свойствами. Физические свойства металлов – металлическийблеск, сравнительно высокие тепло- и электропроводность и пластичность.Химические свойства металлов – их восстановительная способность:Ме о – ne → Me n+а) Действие кислорода на металлыПри обычных условиях взаимодействуют с кислородом активные щелочныеи щелочно-земельные металлы, металлы, стоящие в ряду напряженийдо Cu включительно. Остальные малоактивные металлы, стоящие в конце ряданапряжений, с кислородом не взаимодействуют. Чаще всего образуется оснóвныйоксид.МЕТАЛЛ + О 2 → ОСНОВНЫЙ ОКСИДПримеры: 4Li + O 2 → 2Li 2 O;2Ca + O 2 → 2CaO;t4Al + 3O 2 2Al 2 O 3 ; 3Fe + 2O 2 Fe 3 O 4 .Рекомендуем далее написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.б) Действие неметаллов на металлыВ большинстве случаев металлы взаимодействуют в тех или иных условияхс неметаллами, чаще всего с образованием соли по схеме:МЕТАЛЛ + НЕМЕТАЛЛ → СОЛЬПримеры: Cu + Cl 2 → CuCl 2 ; Fe + S → FeS.Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.в) Действие водорода на металлыМногие металлы, в том числе щелочные и щелочно-земельные взаимодействуютпри нагревании с водородом и образуют гидриды металлов по схеме:МЕТАЛЛ + Н 2 → ГИДРИД МЕТАЛЛАtПримеры: 2Li + H 2 2LiH; Ca + H 2 CaH 2 ; Ge + 2H 2 GeH 4 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.13ttt

г) Действие воды на металлыЩелочные и щелочно-земельные металлы взаимодействуют с водой приобычных условиях или в случае Mg при t = 100 о С по схеме:Примеры: 2K + 2H 2 O → 2KOH + H 2 ; Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 ;Mg + 2H 2 O100oCMg(OH) 2 + H 2 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.МЕТАЛЛ + Н 2 О→ ЩЕЛОЧЬ + Н 2щелочной илищелочно-земельныйМенее активные металлы, стоящие в ряду напряжений до олова включительно,реагируют с водяным паром при высоких температурах по схеме:МЕТАЛЛ + Н 2 О→ ОСНОВНОЙ ОКСИД + Н 2Примеры: Zn + H 2 O (пар)tZnO + H 2 ;3Fe + 4H 2 O (пар)tFe 3 O 4 + H 2 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.Остальные малоактивные металлы с водой не реагируют:Cu + H 2 O ↛ .д) Действие кислот типа HCl и H 2 SO 4разб на металлыМеталлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, реагируют с обычнымикислотами типа HCl, H 2 SO 4разб по схеме:МЕТАЛЛ + КИСЛОТА→ СОЛЬ + Н 2Примеры: Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2 ; Fe + H 2 SO 4разб → FeSO 4 + H 2 ;Zn + 2CH 3 COO → Zn(CH 3 COO) 2 + H 2 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с вышеуказаннымикислотами не реагируют:Cu + H 2 SO 4разб. ↛ ; Ag + HCl ↛ .14

е) Действие щелочей на металлыТипичные металлы не взаимодействуют с водными растворами щелочей.Водные растворы щелочей действуют только лишь на нетипичные металлы,оксиды которых проявляют амфотерные свойства, на такие как Be, Zn, Al,Ga и др., по схеме:Примеры: Be + 2NaOH → Na 2 BeO 2 + H 2 ;2Al + 2NaOH + 2H 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.С расплавами щелочей в присутствии окислителя (например, кислородавоздуха) со щелочами реагируют многие металлы, проявляющие высшую валентностьV, VI, VII и VIII по схеме:Примеры: 2W + 4NaOH + 3O 24Re + 4KOH + 7O 2tt2Na 2 WO 4 + 2H 2 O;4K 2 ReO 4 + 2H 2 O.Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.ж) Действие растворов солей на металлыБолее активные металлы согласно ряду напряжений вытесняют менееактивный металл из его соли:МЕТАЛЛ, + ЩЕЛОЧЬ → СОЛЬ + Н 2оксид которого (водная)амфотерныйМЕТАЛЛ, + ЩЕЛОЧЬ + О 2 → СОЛЬ + Н 2 Oпроявляющий (расплав)высшую валентностьV,VI,VII,VIIIМЕТАЛЛ + СОЛЬ 1 → МЕТАЛЛ + СОЛЬ 2более активный менее активныйПримеры: Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4 ;Mg + Pb(NO 3 ) 2 → Pb + Mg(NO 3 ) 2 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.15

Получают металлы:1) Действием при высокой температуре на оксиды восстановителей, такихкак С, СО, Н 2 , Si, B, по схеме:ОКСИД+ВОССТА-→ МЕТАЛЛ +ПРОДУКТ ОКИСЛЕНИЯМЕТАЛЛА НОВИТЕЛЬ ВОССТАНОВИТЕЛЯПримеры: ZnO + CtZn + CO; PbO + H 2tPb + H 2 O;Fe 3 O 4 + COt3FeO + CO 2 ; FeO + CO3Fe 2 O 3 + CO t 2Fe 3 O 4 + CO 2 ; 2CuO + SittFe + CO 2 ;2Cu + SiO 2 .Рекомендуем написать несколько примеров самостоятельно и запомнитьобщую схему.2) Электролизом расплавов и растворов.Электролизом растворов солей получают все металлы, кроме щелочных,щелочно-земельных и алюминия, последние получают электролизом расплавових солей или оксидов.эл.токoэл.токНапример: CuCl 2 Cu Cl ; 2NaF 2Na F2;ррэл.ток oAl 2O34Al 3O2расплав2 .o2расплавРекомендуем самостоятельно привести несколько примеров.3) Действием более активного металла на водный раствор соли (см. п. ж«Действие растворов солей на металлы», подразд.1.2 «Металлы. Краткие теоретическиесведения»).Основные химические свойства металлов сведены в таблице 4.1.3. Неметаллы. Краткие теоретические сведенияК неметаллам относятся химические элементы и их простые вещества,обладающие неметаллическими свойствами. Физические свойства неметаллов –отсутствие металлического блеска, низкие тепло- и электропроводность, хрупкость.Химические неметаллические свойства неметаллов – их способностьбыть как восстановителями (кроме фтора), так и окислителями:16

N m – ne → N n+ m; N m + me → N m- m.К неметаллам относятся B, C, Si, N, P, O, S, Se, H, F, Cl, Br, I.а) Действие кислорода на неметаллыНеметаллы, кроме галогенов, взаимодействуют с кислородом в определенныхусловиях (t, кат) по схеме:tПримеры: S + O 2 SO 2 ; 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.б) Действие металлов на неметаллы (см. подразд. 1.2 «Металлы», п.б«Действие неметаллов на металлы»).в) Действие водорода на неметаллыНеметаллы, кроме B, Si, в определенных условиях непосредственно взаимодействуютс водородом, образуя гидриды неметаллов по схеме:общую схему.Например: Cl 2 + H 2h2HCl; N 2 + 3H 218P,tкат.2NH 3 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьг) Действие воды на неметаллыС водой взаимодействуют лишь некоторые галогены:Например: 2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2 ;но Br 2 + H 2 O ⇆ HBr + HBrO.д) Действие щелочей на металлы2Cl 2 + 2H 2 OПродукты реакции зависят от природы неметалла, например:2F 2 + 2NaOH → 2NaF + F 2 O + H 2 O;Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O;3Cl 2 + 6NaOHНЕМЕТАЛЛ + O 2 → КИСЛОТНЫЙ ОКСИД(кроме Hal 2 )(АНГИДРИД)НЕМЕТАЛЛ + Н 2 → ГИДРИД НЕМЕТАЛЛА(кроме B, Si)ГАЛОГЕН + Н 2 О→ ГАЛОИДВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА + О 2t5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O;h4HCl + O 2 ,

3I 2 + 6NaOH → 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O;3S + 6KOH → 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O;P 4 + 3KOH + 3H 2 O → PH 3 + 3KH 2 PO 2 ;Si + 2KOH + H 2 O → 2H 2 + K 2 SiO 3 .Неметаллы О 2 , N 2 и С не взаимодействуют со щелочами.е) Действие растворов солей на неметаллыНеметалл, являющийся более сильным окислителем, вытесняет неметалл– менее сильный окислитель – из его соли:Например: Cl 2 + 2NaBr → 2NaCl + Br 2 ;Br 2 + 2NaI → 2NaBr + I 2 ;Br 2 + K 2 S → 2KBr + S.Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.ж) Разбавленные кислоты на неметаллы не действуют.Между самими неметаллами существует ряд взаимодействий, которыездесь не рассматриваются.НЕМЕТАЛЛ + СОЛЬ → НЕМЕТАЛЛ + СОЛЬ(более сильный (менее сильныйокислитель)окислитель)1.4. Оксиды. Краткие теоретические сведенияОксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одиниз которых кислород.Общая формула оксида – Э Х О У .В оксидах атомы кислорода соединяются непосредственно с атомамидругого элемента. Примеры графических формул:Na 2 O CaO CO 2 Al 2 O 3NaОOO Ca = OС AlNaОOAlOРекомендуем самостоятельно привести несколько примеров графическихформул.19

Номенклатура оксидов. Название оксида состоит из слова оксид плюсназвание элемента плюс в скобках римскими цифрами валентность элемента,например:СО – оксид углерода (II),СО 2 – оксид углерода (IV),Fe 2 O 3 – оксид железа (III),FeO – оксид железа (II),Na 2 O – оксид натрия.В последнем случае валентность элемента не ставится, т.к. Na проявляеттолько валентность I. Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров.Классификация оксидов. Оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные,амфотерные и безразличные (см. рис.1).К оснóвным оксидам относятся оксиды типичных металлов с низкой валентностьюI и II.Например: Na 2 O, CaO, Cu 2 O, FeO.К кислотным оксидам относятся все оксиды неметаллов, а также оксидыметаллов с высокой валентностью V, VI, VII и VIII.Например: CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , V 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 .Кислотные оксиды называют еще ангидридами.К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов со слабо выраженнымиметаллическими свойствами. В каждом периоде такой металл находитсяперед переходными элементами.Например: BeO, ZnO, Al 2 O 3 , SnO, Ga 2 O 3 .Все вышеперечисленные оксиды называются солеобразующими.Существует также небольшая группа безразличных или индифферентныхоксидов: CO, N 2 O, NO, SiO.Рекомендуем далее самостоятельно привести по нескольку примеровоснóвных, кислотных и амфотерных оксидов.Способы получения оксидовПолучают оксиды различными способами, из которых важнейшими являютсяследующие:20

а) Горение и окисление простых веществ.Например: C + O 2 CO 2 ; 4Al + 3O 2б) Горение и окисление сложных веществ.tt2Al 2 O 3 .Например: СH 4 + 2O 2tCO 2 + 2H 2 O;t2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 .в) Разложение некоторых сложных кислородсодержащих веществ (нерастворимыхоснований, кислот, солей) при нагревании.Например: Cu(OH) 2tCuO + H 2 O; H 2 SiO 3tH 2 O + SiO 2 ;CaCO 3 CaO + CO 2 .г) Взаимодействие металлов с водой при нагревании.Например: Zn + H 2 O ZnO + H 2 ;3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 .tРекомендуем самостоятельно привести по нескольку примеров полученияоксидов различными способами.Химические свойства оснóвных оксидова) Взаимодействие с водойС водой взаимодействуют только оксиды щелочных и щелочно-земельныхметаллов по схеме:ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + Н 2 О → ЩЕЛОЧЬ(щелочного или щелочноземельногометалла)Например: Na 2 O + H 2 O 2NaOH; CaO + H 2 O Ca(OH) 2 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.б) Взаимодействие с кислотными оксидамиРеакция протекает по схеме:ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД → СОЛЬПримеры: CaO + CO 2 CaCO 3 ; 3Na 2 O + P 2 O 5 2Na 3 PO 4 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.21

в) Взаимодействие с кислотамиРеакция протекает по схеме:ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТА→ СОЛЬ + Н 2 ОПримеры: CaO + 2HNO 3 Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O;Cu 2 O + 2HCl 2CuCl + H 2 O.Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.Химические свойства кислотных оксидова) Взаимодействие с водойС водой взаимодействует подавляющее большинство кислотных оксидов(не взаимодействует SiO 2 ) с образованием кислородсодержащей кислоты:КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + Н 2 О → КИСЛОТАПримеры: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 ; P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 ;CrO 3 + H 2 O H 2 CrO 4 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.б) Взаимодействие с оснóвными оксидами (см. свойства оснóвых оксидов).в) Взаимодействие с основаниямиРеакция протекает по схеме:КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ → СОЛЬ + Н 2 ОПримеры: P 2 O 5 + 6NaOH 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O;SO 3 + Cu(OH) 2 CuSO 4 + H 2 O.Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.Химические свойства амфотерных оксидовАмфотерность означает проявление двойственной природы в отношениикслотно-оснóвных свойств. Таким образом, амфотерные оксиды должны проявлятькак свойства оснóвных оксидов, так и свойства кислотных оксидов.22

а) Взаимодействие с кислотными оксидамиВ данном случае амфотерный оксид ведет себя как оснóвный. Реакцияпротекает по схеме:АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД → СОЛЬПримеры: BeO + SO 3 BeSO 4 ;ZnO + CO 2 ZnCO 3 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.б) Взаимодействие с кислотамиВ этом случае амфотерный оксид также ведет себя как оснóвный. Реакцияпротекает по схеме:АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТА → СОЛЬ + Н 2 ОПримеры: SnO + 2HNO 3 Sn(NO 3 ) 2 + H 2 O;Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O.Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.в) Взаимодействие с оснóвными оксидамиВ данном случае амфотерный оксид ведет себя как кислотный. Реакцияпротекает по схеме:АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНÓВНЫЙ ОКСИД → СОЛЬПримеры: ZnO + Na 2 O Na 2 ZnO 2 ; BeO + CaO CaBeO 2 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.г) Взаимодействие с основаниямиАмфотерный оксид ведет себя как кислотный:АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ → СОЛЬ + Н 2 ОПримеры: Ga 2 O 3 + 2NaOH 2NaGaO 2 + H 2 O;ZnO + Ca(OH) 2 CaZnO 2 + H 2 O.Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить23

общую схему.Безразличные оксиды по отношению как к основным соединениям, так и ккислотным остаются инертными.1.5.Основания. Краткие теоретические сведенияСоединения оксидов с водой называют гидроксидами. Гидроксиды обладаюттеми же кислотно-оснóвными свойствами, что и оксиды, из которых онипроизошли. Гидраты оснóвных оксидов проявляют оснóвные свойства, гидратыамфотерных – амфотерные, а гидраты кислотных – кислотные. Первые два видагидратов образуют один класс соединений – оснований, а последний вид – кислот.Основаниями называют гидраты оснóвных и амфотерных оксидов. В ихсостав входят одна или несколько гидроксильных групп.Общая формула основания – Me(OH) n , где n – валентность металла.Кроме того, к основаниям относится гидроксид аммония NH 4 OH.Количество гидроксильных групп в основании определяет его кислотность(основания бывают одно-, двух-, трехкислотными).В основаниях водород с металлом связан через кислород. Примеры графическихформул:KOH Ca(OH) 2 Al(OH) 3O – HO – HK – O – H CaAl O – HO – HO – HРекомендуем самостоятельно привести несколько примеров графическихформул оснований.Номенклатура оснований. Название основания состоит из слова гидроксидплюс название металла плюс в скобках римскими цифрами валентность элемента,например:Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II);Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III);Al(OH) 3 – гидроксид алюминия;NaOH– гидроксид натрия.В последних двух случаях валентность элемента не ставится, т.к. элементы24

проявляют постоянную валентность.Классификация оснований. Основания подразделяются на щелочи, нерастворимыеоснования. В последней группе выделяются амфотерные основания.Щелочи – это основания щелочных и щелочно-земельных металлов иNH 4 OH; все они растворимы в воде. Например: NaOH, KOH, Ca(OH) 2 .Остальные основания – нерастворимые основания, например: Cu(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Ni(OH) 2 , Cr(OH) 2 . Из нерастворимых оснований в отдельную группувыделяются амфотерные основания, которым соответствуют амфотерные оксиды,например: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 .Способы получения оснований1) Щелочи получают действием воды на оксиды щелочных и щелочноземельныхметаллов по схеме:ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + Н 2 О → ЩЕЛОЧЬ(щелочного или щелочноземельногометалла)Например: К 2 О + Н 2 О 2КОН; ВаО + Н 2 О Ва(ОН) 2 .2) Щелочи получают также действием воды на щелочные и щелочноземельныеметаллы по схеме:Например: 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 ;Ba + 2H 2 O Ba(OH) 2 + H 2 .3) Еще одним важным способом получения щелочей является электролизводных растворов солей, например:2NaBr + 2H 2 OCaCl 2 + 2H 2 Oэл.токэл.ток2NaOH + H 2 + Br 2 ;Ca(OH) 2 + H 2 + Cl 2 .4) Нерастворимые основания получают действием щелочей на соли посхеме:МЕТАЛЛ + Н 2 О → ЩЕЛОЧЬ + Н 2(щелочной илищелочно-земельный)СОЛЬ 1 + ЩЕЛОЧЬ → НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕ + СОЛЬ 2Например: CuCl 2 + 2NaOH Cu(OH) 2 + 2NaCl.25

Этим же способом могут быть получены и щелочи, но обязательным условиемявляется образование нерастворимой соли:Например: Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 2NaOH + CaCO 3 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров полученияоснований различными способами и запомнить общие схемы.Химические свойстваа) Электролитическая диссоциация. Щелочи подвергаются электролитическойдиссоциации с образованием аниона гидроксила, что обусловливаетокраску индикаторов: фенолфталеина в малиновый цвет, лакмуса – в синий.Например: LiOH Li + + OH¯ ; Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2OH¯.Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.б) Взаимодействие с солями.Щелочи взаимодействуют с солями с образованием нерастворимых основанийили нерастворимых солей:(См. «Способы получения оснований»).в) Взаимодействие с амфотерными оксидами:(См.подразд.1.4 «Химические свойства амфотерных оксидов»).г) Все основания взаимодействуют с кислотами, с кислотными оксидамипо схемам:Примеры: Cu(OH) 2 + SO 3 CuSO 4 + H 2 O;Fe(OH) 3 + 3HCl FeCl 3 + 3H 2 O.Рекомендуем привести по нескольку примеров для обоих схем и запомнитьобщие схемы.СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬ 1 → ЩЕЛОЧЬ 2 + НЕРАСТВОРИМАЯ СОЛЬЩЕЛОЧЬ → КАТИОН МЕТАЛЛА + АНИОНЫ ГИДРОКСИЛАСОЛЬ 1 + ЩЕЛОЧЬ → НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕ + СОЛЬ 2СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬ 1 → ЩЕЛОЧЬ 2 + НЕРАСТВОРИМАЯ СОЛЬАМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ → СОЛЬ + Н 2 ООСНОВАНИЕ + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД → СОЛЬ + Н 2 ООСНОВАНИЕ + КИСЛОТА → СОЛЬ + Н 2 О26

Частный случай реакции оснований с кислотами: щелочь + кислота называетсяреакцией нейтрализации.д) Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются по схеме:НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕtОКСИД + Н 2 ОtНапример: Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O;tCu(OH) 2 CuO + H 2 O.Рекомендуем привести самостоятельно несколько примеров и запомнитьобщую схему.е) Амфотерные основания, кроме свойств, указанных для нерастворимыхоснований, проявляют кислотные свойства: взаимодействуют с оснóвными оксидамии щелочами. Реакции протекают по следующим схемам:АМФОТЕРНОЕ ОСНОВАНИЕ + ОСНÓВНЫЙ ОКСИДСОЛЬ + Н 2 ОАМФОТЕРНОЕ ОСНОВАНИЕ + ЩЕЛОЧЬСОЛЬ + Н 2 ОНапример: Zn(OH) 2 + Na 2 O Na 2 ZnO 2 + H 2 O;Al(OH) 3 + NaOH NaAlO 2 + 2H 2 O.Рекомендуем привести самостоятельно несколько примеров и запомнитьобщую схему.1.6. Кислоты. Краткие теоретические сведенияКислотами называются соединения, содержащие атомы водорода,способные давать катионы Н + и замещаться атомами металлов или группамиатомов (NH + 4 , ZnOH + , AlOH 2+ и т.д.).Общая формула кислоты – H n A, где n – валентность кислотного остатка А.По числу атомов водорода (n) определяется основность кислоты (кислотыбывают одноосновными, двух-, трех- и четырехосновными).Рекомендуем привести примеры кислот разной основности.В графических формулах атомы водорода, как и в основаниях, связаны сцентральным атомом через кислород в кислородсодержащих кислотах,непосредственно с атомом – кислотным остатком в бескислородных кислотах,27

например:HCl H 2 S HNO 3 H 2 SO 4 H 4 P 2 O 7H – Cl HO H–O O H–O OS H–O–NSPHO H–O O H–O OH–OPH–O OРекомендуем привести примеры бескислородных и кислородсодержащихкислот и их графические формулы.Номенклатура кислот. Бескислородные кислоты называются следующимобразом:НCl – хлороводородная кислота;HBr – бромоводородная кислота;H 2 S – сероводородная кислота;HCN – циановодородная кислота.В название кислородсодержащих кислот входит название центральногоатома с окончанием «ая», если центральный атом имеет высшую валентность.Если центральный атом имеет низшую валентность, то добавляется суффикс«ист», например:H 2 SO 4 – серная кислота;H 2 SO 3 – сернистая кислота;H 2 CO 3 – угольная кислота;H 3 PO 4 – фосфорная кислота;H 3 PO 3 – фосфористая кислота;HVO 3 – ванадиевая кислота.Рекомендуется дать название следующим кислотам: HI, HF, HNO 3 , HNO 2 .HMnO 4 и запомнить правила номенклатуры кислот.Способы получения кислот1) Кислородсодержащие кислоты получают действием воды на соответствующиекислотные оксиды (ангидриды)КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + Н 2 ОКИСЛОТА(См. свойства кислотных оксидов).28

2) Кислота (кислородсодержащая или бескислородная) получается реакциейобмена между ее солью и другой кислотой, если в результате реакцииобразуется летучая или малорастворимая или малодиссоциируемая кислота:КИСЛОТА 1 + СОЛЬ 1 КИСЛОТА 2 + СОЛЬ 2(летучая, малорастворимаяили малодиссоциируемая)Например: Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ;2NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2HCl .3) Бескислородные кислоты получают по реакции синтеза водорода с неметаллом:НЕМЕТАЛЛ + Н 2БЕСКИСЛОРОДНАЯ КИСЛОТАНапример: H 2 + Cl 2 2HCl; H 2 + S H 2 S.Рекомендуем самостоятельно привести по нескольку примеров получениякислот разными способами и запомнить общие схемы.Химические свойства кислота) Электролитическая диссоциация. Кислоты подвергаются электролитическойдиссоциации с образованием катиона Н + , что обусловливает окраску индикаторов:метилоранжа – в розовый цвет, лакмуса – в красный.КИСЛОТА КАТИОН ВОДОРОДА ++АНИОН КИСЛОТНОГО ОСТАТКАНапример: HCl H + + Cl¯; H 2 SO 4 2H + + SO 2- 4 .Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнитьобщую схему.б) Взаимодействие с металламиМЕТАЛЛ + КИСЛОТА СОЛЬ + H 2(стоящий в ряду напряженийдо водорода)(См. подраздел 1.2).29

в) Взаимодействие с оснóвными и амфотерными оксидами:КИСЛОТА + ОКСИД(амфотерныйи оснóвный)СОЛЬ + H 2 О(См. подраздел 1.4).г) Взаимодействие с основаниями:КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ(любое)СОЛЬ + H 2 О(См. подраздел 1.5).д) Взаимодействие с солями:КИСЛОТА 1 + СОЛЬ 1 КИСЛОТА 2 + СОЛЬ 2(См. подраздел 1.6). Такая обменная реакция в водных растворах возможна,если в результате ее образуются осадки, летучие вещества или малодиссоциируемыевещества.е) Разложение кислот. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании(H 2 SiO 3 , HNO 3 ), а некоторые – при комнатной температуре.КИСЛОТАкислородсодержащаяКИСЛОТНЫЙ ОКСИД + Н 2 ОКИСЛОТАбескислороднаяНЕМЕТАЛЛ + Н 2 ОНапример: H 2 SiO 3tH 2 O + SiO 2 ;H 2 CO 3 ⇄ H 2 O + CO 2 ;H 3 SO 3 ⇄ H 2 O + SO 2 ;2HItI 2 + H 2 ;4HNO 3t4NO 2 + 2H 2 O + O 2 .Рекомендуем запомнить примеры разложения кислот.30

ROBO BOOKS MONOGRAPHDATA WAREHOUSING AND ORACLE8I• APPEND• NOAPPEND• PARALLEL_INDEXAn example would be:SELECT /*+ FULL(clients) PARALLEL(clients,5,3)*/ client_id, client_name,client_address FROM clients;By using hints the developer and tuning DBA can exercise a high level of controlover how a statement is processed using the parallel query option.Oracle8 Enhanced Optimizer FeaturesThe Optimizer in Oracle8 has been dramatically improved to recognize andutilize partitions, to use new join and anti-join techniques and in general to do abetter job of tuning statements.Oracle8 introduces performance improvements to the processing of star queries,which are common in data warehouse applications. Oracle7 introduced thefunctionality of star query optimization, which provides performanceimprovements for these types of queries. In Oracle8, star-query processing hasbeen improved to provide better optimization for star queries.In Oracle8, a new method for executing star queries was introduced. Using amore efficient algorithm, and utilizing bitmapped indexes, the new star-queryprocessing provided a significant performance boost to data warehouseapplications.Oracle8 has superior performance with several types of star queries, includingstar schemas with "sparse" fact tables where the criteria eliminate a greatnumber of the fact table rows. Also, when a schema has multiple fact tables, theoptimizer efficiently processes the query. Finally, Oracle8 can efficiently processstar queries with large or many dimension tables, unconstrained dimensiontables, and dimension tables that have a "snowflake" schema design.Oracle8's star-query optimization algorithm, unlike that of Oracle7, does notproduce any Cartesian-product joins. Star queries are now processed in twobasic phases. First, Oracle8 retrieves only the necessary rows from the facttable. This retrieval is done using bit mapped indexes and is very efficient. Thesecond phase joins this result set from the fact table to the relevant dimensiontables. This allows for better optimizations of more complex star queries, such asthose with multiple fact tables. The new algorithm uses bit-mapped indexes,which offer significant storage savings over previous methods that requiredCOPYRIGHT © 2003 RAMPANT TECHPRESS. ALL RIGHTS RESERVED.PAGE 24

FeOHClAl(OH) 2 Br– гидроксихлорид железа (II);– дигидроксибромид алюминия;[Fe(OH) 2 ] 2 SO 4 – дигидроксисульфат железа (III);Ti(OH) 3 NO 3– тригидроксинитрат титана (IV).Графические формулы нескольких основных солей:FeOHCl: Al(OH) 2 Br: Ti(OH) 3 NO 3 : [Fe(OH) 2 ] 2 SO 4 :O – HFe ;ClO – HAl O – H ;BrO – HОснóвные соли могут терять воду, образующиеся соединения называютсяоксосолями, они также имеют оснóвный характер, например:V(OH) 2 Cl 2 VOCl 2 + H 2 O ;дихлорид ванадилаTi(OH) 2 SO 4 TiOSO 4 + H 2 O.сульфат титанилаРекомендуем привести примеры кислых и оснóвных солей, дать имназвание, привести графические формулы.Получение солей. Соли получаются:O – HO – HO – HO – N1) Взаимодействием металла с неметаллом:МЕТАЛЛ + НЕМЕТАЛЛСОЛЬНапример: Fe + S FeS; 2Al + 3Cl 2 2AlCl 3 .2) Взаимодействием кислоты с любым основанием:TiOO;FeFeO – HO – HO S OO – HOOКИСЛОТА + ОСНОВАНИЕСОЛЬ + Н 2 О(См. подраздел 1.6).3) Взаимодействием кислоты с оснóвным или амфотерным оксидом:(См. подразделы 1.4, 1.6).КИСЛОТА + ОСНÓВНЫЙ ИЛИАМФОТЕРНЫЙ ОКСИД СОЛЬ + Н 2 О33

4) Взаимодействием оснóвных или амфотерных оксидов с кислотнымиоксидами:(См. подразадел 1.4).КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ОСНÓВНЫЙ ИЛИАМФОТЕРНЫЙ ОКСИД СОЛЬ + Н 2 О5) Взаимодействием металла с кислотой:(См. подраздел 1.2).МЕТАЛЛ + КИСЛОТА СОЛЬ + Н 2(стоящий в рядунапряжений до Н)6) Взаимодействием металла с раствором соли:МЕТАЛЛ + СОЛЬ 1 МЕТАЛЛ + СОЛЬ 2(более активный) (менее активный)(См. подраздел 1.2).7) Взаимодействием двух солей:СОЛЬ 1 + СОЛЬ 2 СОЛЬ 3 + СОЛЬ 4Эта реакция возможна лишь в случае образования малорастворимойсоли, например:CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl;K 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 + 2KCl.8) Взаимодействием соли с кислотой:СОЛЬ 1 + КИСЛОТА 1 СОЛЬ 2 + КИСЛОТА 2Эта реакция возможна лишь в случае образования нерастворимой солиили летучей, нерастворимой или слабодиссоциируемой кислоты, например:AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 ;Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SiO 3 .34

9) Взаимодействием соли со щелочью:СОЛЬ 1 + ЩЕЛОЧЬСОЛЬ 2 + ОСНОВАНИЕЭта реакция возможна лишь в случае образования нерастворимой солиили нерастворимого основания, например:Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + 2NaOH;FeCl 3 + 3NaOH Fe(OH) 3 3NaCl.10) Взаимодействием кислотного или амфотерного оксида со щелочью:КИСЛОТНЫЙ ИЛИАМФОТЕРНЫЙ ОКСИД+ ЩЕЛОЧЬ СОЛЬ + Н 2 ОНапример: CO 2 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + H 2 O;Be + 2NaOH Na 2 BeO 2 + H 2 O.11) Взаимодействием оснóвного оксида с амфотерным:ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + АМФОТЕРНЫЙ ОКСИДСОЛЬ(См. подраздел 1.4).12) Взаимодействием амфотерного основания со щелочьюАМФОТЕРНОЕ ОСНОВАНИЕ + ЩЕЛОЧЬСОЛЬ + Н 2 О(См. подраздел 1.5).13) Кислые соли получают действием щелочи в недостатке на кислоту,или действием кислот в недостатке на нормальные солиЩЕЛОЧЬ + КИСЛОТА(в недостатке)КИСЛАЯ СОЛЬ + Н 2 ОКИСЛОТА + НОРМАЛЬНАЯ СОЛЬ(в недостатке)КИСЛАЯ СОЛЬ + СОЛЬНапример: KOH + H 2 SO 3 KHSO 3 + H 2 O;3H 2 SO 4 + 6Na 3 PO 4 6Na 2 HPO 4 + 3Na 2 SO 4 .35

14) Основные соли получают действием кислоты в недостатке на основаниеили действием щелочи в недостатке на нормальную сольКИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ(в недостатке)ОСНОВНАЯ СОЛЬ + Н 2 ОЩЕЛОЧЬ + НОРМАЛЬНАЯ СОЛЬ(в недостатке)ОСНÓВНАЯ СОЛЬ + СОЛЬНапример: Fe(OH) 3 + HCl Fe(OH) 2 Cl + H 2 O;2CuSO 4 + 2NaOH (CuOH) 2 SO 4 + Na 2 SO 4 .Рекомендуем самостоятельно привести по нескольку примеров каждогоспособа получения солей и запомнить все общие схемы получения солей.Химические свойства солей:а) Взаимодействие солей со щелочами:СОЛЬ 1 + ЩЕЛОЧЬ ОСНОВАНИЕ + СОЛЬ 2соли:(См. подраздел 1.7).Кислые соли при взаимодействии со щелочами образуют нормальныеКИСЛАЯ СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬ НОРМАЛЬНАЯ СОЛЬ + Н 2 ОНапример: NaHSO 4 + NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O.Оснóвные соли при взаимодействии со щелочами образуют основания:ОСНÓВНАЯ СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬОСНОВАНИЕ + СОЛЬНапример: AlOHCl 2 + 2NaOH Al(OH) 3 + 2NaCl.б) Взаимодействие солей с кислотами:СОЛЬ 1 + КИСЛОТА 1 СОЛЬ 2 + КИСЛОТА 2(См. подраздел 1.7).Основные соли реагируют с избытком кислоты с образованиемнормальной солиОСНОВНАЯ СОЛЬ + КИСЛОТАНОРМАЛЬНАЯ СОЛЬ+ Н 2 ОНапример: AlOHCl 2 + HCl AlCl 3 + H 2 O.36

Кислая соль реагирует с избытком кислоты, образуя кислоту и соль:КИСЛАЯ СОЛЬ + КИСЛОТА 1Например: Na 2 HPO 4 + H 2 SO 4 H 3 PO 4 + Na 2 SO 4 .в) Взаимодействие соли с сольюКИСЛОТА 2 + СОЛЬСОЛЬ 1 + СОЛЬ 2 СОЛЬ 3 + СОЛЬ 4(См. подраздел 1.7).г) Взаимодействие соли с металломСОЛЬ 1 + МЕТАЛЛ(более активный)СОЛЬ 2 + МЕТАЛЛ(менее активный)(См. подразделы 1.2, 1.7).д) Термическое разложение солейПри нагревании карбонаты, нитраты и другие соли разлагаются,образуя, чаще всего, кислотный и оснóвный оксиды (см. методы полученияоксидов).tНапример: FeCO 3 FeO + CO 2 ;t2Cu(NO 3 ) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2 ;t(CuOH) 2 CO 3 2CuO + H 2 O + CO 2 ;tCa(HCO 3 ) 2 CaO + H 2 O + 2CO 2 .Рекомендуем привести по нескольку примеров на каждое свойство солии запомнить общие схемы.1.8. Связь между классами неорганических веществСвязь между классами неорганических веществ, т.е. способы превращенияодного вещества в другое вещество, даны в подразд.1.2-1.7. Все эти взаимосвязимежду классами соединений обобщены на рис.2.Зная взаимосвязь классов неорганических соединений, можно осуществлятьцепочки превращений, например:(1) (2) (3)Al Al 2 O 3 AlCl 3 Al(OH) 3(5)AlOHSO 4(6)Al 2 (SO 4 ) 3(4)NaAlO 237

38НеметаллГидрид неметаллаили бескислороднаякислотаН 2Кислота + О 2 Соль + Н 2 О + О 2 Соль + неметаллМеталлО 2Оснóвный, амфотерныйоксидН 2 ООснованиеКислотаСольСольСольСоль + Н 2 ОСоль + Н 2 ООснование + сольКислота + сольСоль + сольНеметаллО 2КислотныйоксидН 2 ОКислотаОснованиеСольОснование + Н 2Соль + Н 2Соль + металлМеталлГидрид металла Н 2Рис.2. Взаимосвязь классов неорганических соединений19

1. Известо, что металлы окисляются кислородом воздуха, для алюминияэта реакция протекает при нагревании:t4Al + 3O 2 2Al 2 O 3 .2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:Al 2 O 3 + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2 O.3. При действии щелочи на соль образуется нерастворимое основание, вданном случае оно амфотерное:AlCl 3 + 3NaOH Al(OH) 3 + 3NaCl.4. Амфотерные основания реагируют со щелочами, образуя соль:Al(OH) 3 + NaOH NaAlO 2 + 2H 2 O.5. Многокислотные основания, взаимодействуя с недостатком кислоты,образуют основные соли:Al(OH) 3 + H 2 SO 4 2H 2 O + AlОHSO 4 .6. Основные соли при действии на них избытка кислоты переходят внормальные соли:2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O.1.9. Типовые задачи с решениями по классамнеорганических соединений1.9.1. Типовые задачи с решениями по оксидамЗадача № 1. Назвать следующие оксиды: CaO, FeO, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 , CrO 3 ,SO 2 , SO 3 .Решение. CaO – оксид кальция; CrO 3 – оксид хрома (VI);FeO – оксид железа (II); SO 2 – оксид серы (IV);Fe 2 O 3 – оксид железа (III); SO 3 – оксид серы (VI).Cr 2 O 3 – оксид хрома (III);Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 2. Найти эмпирические формулы следующих оксидов: оксидмарганца (IV), оксид ванадия (V), оксид фосфора (V). К какой группеоксидов относится каждый из них ?39

Решение. Оксид марганца (IV) – MnO 2 – амфотерный;оксид ванадия (V)– V 2 O 5 – кислотный;оксид фосфора (V) – P 2 O 5 – кислотный.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 3. Привести графические формулы следующих оксидов:Na 2 O, CuO, Al 2 O 3 , CrO 3 , P 2 O 5 .Решение. Графическая формула показывает порядок, в котором атомы соединеныв молекуле. В графической формуле единица химической связи (валентности)изображается черточкой:NaNa 2 O: О;NaCuO: Cu = O; Al 2 O 3 :OCr = O ;CrO 3 : P 2 O 5 :OРекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 4. К каким типам относятся следующие оксиды: Mn 2 O 7 , P 2 O 5 ,CrO, CrO 3 , Cr 2 O 3 , ZnO, K 2 O, CaO, Al 2 O 3 , SO 2 , SO 3 ?Решение. К основным оксидам относятся оксиды металлов с ярко выраженнымиметаллическими свойствами, проявляющими низкие валентности, восновном I и II: CrO, K 2 O, CaO.К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов со слабо выраженнымиметаллическими свойствами. Обычно эти металлы находятся в каждом периодена границе между неметаллами и металлами с ярко выраженными металлическимисвойствами: Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 .К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов, а также оксиды металлов,проявляющих высокие валентности, в основном V, VI, VII: SO 2 , SO 3 ,Mn 2 O 7 , P 2 O 5 , CrO 3 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.40OP = OO .P = OOAlAlOO ;O

Задача № 5. Составить уравнения следующих химических реакций:Na 2 O + SO 3 ; CaO + H 2 O ; CuO + P 2 O 5 ;ZnO + K 2 O ; ZnO + HCl ; ZnO + Ca(OH) 2 .SO 2 + H 2 O ; SO 3 + Ba(OH) 2 ;Решение. Na 2 O + SO 3 Na 2 SO 4 ; CaO + H 2 O Ca(OH) 2 ;ZnO + K 2 O K 2 ZnO 2 ; ZnO + 2HCl ZnCl 2 + H 2 O;SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 ; SO 3 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + H 2 O;3CuO + P 2 O 5 Cu 3 (PO 4 ) 2 ; ZnO + Ca(OH) 2 CaZnO 2 + H 2 O/Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 6. Какие из перечисленных оксидов будут взаимодействоватьс водой: CaO, Na 2 O, SiO 2 , CuO, P 2 O 5 , CrO 3 ?Решение. С водой взаимодействуют кислотные оксиды, за исключениемSiO 2 , и оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:оксид щелочного или щелочно-земельного металла + Н 2 Окислотный оксид + Н 2 Окислота.щелочь;CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 ; CuO + H 2 O ↛ ; SiO 2 + H 2 O ↛ ;P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 ; Na 2 O + H 2 O = 2NaOH; CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 7. Какие из оксидов будут реагировать попарно: CaO, K 2 O,Al 2 O 3 , SO 3 ?Решение. Известно:основной оксид + кислотный оксид соль;амфотерный оксид + кислотный оксид соль;амфотерный оксид + оснóвный оксид соль.CaO + Al 2 O 3 Ca(AlO 2 ) 2 ; K 2 O + SO 3 K 2 SO 4 ;CaO + SO 3 CaSO 4 ; Al 2 O 3 + 3SO 3 Al 2 (SO 4 ) 3 ;K 2 O + Al 2 O 3 2KAlO 2 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 8. Как можно получить следующие оксиды: P 2 O 5 , CuO ?41

Решение: 4P + 5O 2toto2P 2 O 5 ; Cu(OH) 2CuO + H 2 O;2Cu + O 2to2CuO; CuCO 3toCuO + CO 2 .1.9.2. Типовые задачи с решениями по основаниямРешение.Задача № 1. Назвать следующие основания по международной номенклатуре:KOH, Al(OH) 3 , CuOH, Cu(OH) 2 .KOHAl(OH) 3CuOHCu(OH) 2гидроксид калия;гидроксид алюминия;гидроксид меди (I);гидроксид меди (II).Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 2. Найти эмпирические формулы следующих оснований: гидроксиджелеза (III), гидроксид бария, гидроксид аммония.Решение. Гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 ;гидроксид бария Ba(OH) 2 ;гидроксид аммонияNH 4 OH.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 3. Привести графические формулы следующих оснований:LiOH, Zn(OH) 2 , Fe(OH) 3 .O HРешение. LiOH: Li O H; Zn(OH) 2 : Zn ; Fe(OH) 3 :O HРекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 4. К каким типам относятся следующие основания: LiOH,KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 2 , Fe(OH) 2 ,Ni(OH) 2 ?Решение. К щелочам относятся растворимые основанияO HFe O H .O Hоснованиящелочных, щелочно-земельных металлов и NH 4 OH: LiOH, KOH, Ca(OH) 2 ,Ba(OH) 2 . К амфотерным основаниям относятся основания тех металлов, кото-42

рые образуют амфотерные оксиды: Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 . К нерастворимым основаниямвсе остальные основания: Cr(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Ni(OH) 2 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 5. По формулам оксидов Na 2 O и CrO составить формулы соответствующихгидроксидов.Решение. Так как оксиды Na 2 O и CrO обладают оснóвными свойствами,то их гидроксиды также должны проявлять оснóвные свойства и должныотноситься к основаниям.Определив валентность элемента и зная формульную валентность группыОН, равную 1, составляем формулы оснований:Na 2 O NaOH; CrO Cr(OH) 2 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 6. Составить уравнения следующих химических реакций:NaOH + H 2 SO 4 ;43Fe(OH) 2NaOH + NiCl 2 ; Ni(OH) 2 + HCl ;Ca(OH) 2 + P 2 O 5 ; Zn(OH) 2 + KOH ;NaOH + Al + H 2 O ; Zn(OH) 2 + HNO 3 .Решение. 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O;NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 + 2NaCl;3Ca(OH) 2 + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O;2NaOH + Al + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 ;Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O;Ni(OH) 2 + 2HCl = NiCl 2 + 2H 2 O;Zn(OH) 2 + 2KOH = K 2 ZnO 2 + 2H 2 O;Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 7. Какие из перечисленных оснований будут взаимодействоватьс NaOH; HCl: Ca(OH) 2 , Al(OH) 3 , Be(OH) 2 , Cu(OH) 2 ?t oРешение. Со щелочью будут реагировать только амфотерные основания:NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O;2NaOH + Be(OH) 2 = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.ot;

С кислотами реагируют все типы оснований:Ca(OH) 2 , + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O;Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O;Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O;Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 8. Какие из перечисленных оснований будут реагировать попарно:LiOH, Ba(OH) 2 , Be(OH) 2 , Cu(OH) 2 ?Решение. Известно, что амфотерное основание + щелочь соль + Н 2 О:2LiOH + Be(OH) 2 = Li 2 BeO 2 + 2H 2 O;Ba(OH) 2 + Be(OH) 2 = BaBeO 2 + 2H 2 O.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 9. Как можно получить следующие основания: KOH иFe(OH) 3 ?Решение. K 2 O + H 2 O = 2KOH;2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2 ;K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2KOH;Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.1.9.3. Типовые задачи с решениями по кислотамЗадача № 1. Назвать следующие кислоты: HCl, H 2 S, H 2 SO 4 , H 2 SO 3 ,H 3 PO 4 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 CO 3 .Решение. HCl кислота хлороводородная;H 2 S кислота сероводородная;H 2 SO 4 кислота серная;H 2 SO 3 кислота сернистая;H 3 PO 4 кислота фосфорная;HNO 3 кислота азотная;HNO 2 кислота азотистая;H 2 CO 3 кислота угольная.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.44

Задача № 2. Найти эмпирические формулы следующих кислот: бромоводороднаякислота, хромовая кислота, селеновая кислота.Решение. Бромоводородная кислота45HBr;хромовая кислота H 2 CrO 4 ;селеновая кислота H 2 SeO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 3. Привести графические формулы следующих кислот: HCl,H 2 S, HNO 3 , H 3 PO 4 .Решение.HOHCl: H Cl; H 2 S: S ; HNO 3 : H O N ; H 3 PO 4 :HOРекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 4. К каким типам относятся следующие кислоты: HCl, HNO 3 ,H 2 S, H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 , HVO 3 , HF, H 3 PO 4 ?Решение. Бескислородные кислоты: HCl, H 2 S, HF.Кислородсодержащие кислоты: HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 , HVO 3 ,H 3 PO 4 .Классифицировать кислоты можно также по числу атомов водорода,способных замещаться в молекуле кислоты:одноосновныеHCl, HNO 3 , HVO 3 , HF;двухосновные H 2 S, H 2 SO 4 , H 2 CrO 4 ;трехосновные H 3 PO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 5. По формулам Al 2 O 3 , MnO 2 , CO 2 , CrO 3 составить формулысоответствующих гидроксидов.Решение. Гидроксиды кислотных оксидов являются кислотами, а гидроксидыамфотерных оксидов проявляют также амфотерные свойства и могутвыступать в роли как кислот, так и оснований.СО 2 кислотный оксид; Н 2 СО 3 кислота;СO 2H2OH 2 CO 3 .СrО 3 кислотный оксид; Н 2 СrО 4 кислота;СrO 3H2OH 2 CrO 4 .H OH O P = O.H O

Al 2 O 3 амфотерный оксид, Al(OH) 3 амфотерный гидроксид; Al(OH) 3может выступать в роли как основания Al(OH) 3 , так и кислоты H 3 AlO 3 или HAlO2 ;H 3 AlO 3H2OHAlO 2 .MnO 2 амфотерный оксид, Mn(OH) 4 амфотерный гидроксид, Mn(OH) 4может выступать в роли как основания Mn(OH) 4 , так и кислоты H 2 MnO 3 ,полученной в результате отщепления 1 молекулы H 2 O от H 4 MnO 4 ;H OH 4 MnO24H 2 MnO 3 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача 6. Составить уравнения следующих химических реакций:H 2 SO 4 + Zn ;разб.HNO 3 + Cu ;разб.HNO 3 + Cu ;конц.H 2 SO 4 + NaOH ; HNO 3 + Fe(OH) 3 ; HBr + Al 2 O 3 ;H 2 SO 4 + NaCl .конц.Решение. H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + H 2 ;разб.4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O ;конц.8HNO 3 + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O ;разб.3HNO 3 + Fe(OH) 3 = Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O ;2HF + CaO = CaF 2 + H 2 O;H 2 SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + 2H 2 O ;6HBr + Al 2 O 3 = 2AlBr 3 + 3H 2 O ;H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 7. С какими из перечисленных веществ будет реагироватьHCl: Na 2 O, ZnO, CrO 3 , SO 2 , Mg(OH) 2 , Zn, Cu ?Решение. Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O;ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O;CrO 3 + HCl ↛;46

SO 2 + HCl ↛;Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O;Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O;Cu + HCl ↛ .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 8. Как можно получить следующие кислоты: HBr и H 3 PO 4 ?Решение. HBr бескислородная кислота, ее получают следующимиспособами:H 2 + Br 2 = 2HBr;2NaBr + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HBr .H 3 PO 4 кислородсодержащая кислота, ее получают следующимиспособами:P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 ;Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.1.9.4. Типовые задачи с решениями по солямЗадача № 1. Назвать следующие соли по международной номенклатуре:CaCl 2 , Na 2 S, K 2 SO 3 , Li 2 SO 4 , Fe(NO 3 ) 3 , Fe(NO 2 ) 2 , Ca 3 (PO 4 ) 2 , NaHPO 4 ,Na 2 HPO 4 , Fe(OH) 2 Cl, (FeOH) 2 SO 4 .Решение. CaCl 2хлорид кальция;Na 2 S сульфид натрия;K 2 SO 3 сульфит калия;Li 2 SO 4 сульфат лития;Fe(NO 3 ) 3 нитрат железа (III);Fe(NO 2 ) 2 нитрит железа (II);Ca 3 (PO 4 ) 2 фосфат кальция;NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия;Na 2 HPO 4 гидрофосфат натрия;Fe(OH) 2 Cl дигидроксохлорид железа (III);(FeOH) 2 SO 4 гидроксосульфат железа (II).Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.47

Задача № 2. Найти эмпирические формулы следующих солей:гидрокарбонат кальция, гидроксосульфат магния, хромат калия.Решение. Гидрокарбонат кальция Ca(HCO 3 ) 2 ;гидроксосульфат магния (MgOH) 2 SO 4 ;хромат калия K 2 CrO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 3. Привести графические формулы следующих солей: CaCl 2 ,Zn 3 (PO 4 ) 2 , MgCO 3 , Na 2 HPO 4 , Fe(NO 3 ) 3 , (FeOH) 2 SO 4 .Решение.ClCaCl 2 : Ca ;MgCO 3 :ClOMg C = O;OOZn P = OOZn 3 (PO 4 ) 2 : Zn ;OZn P = OONa – ONa 2 HPO 4 : Na – O P = O;H – OРекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 4. К каким типам относятся следующие соли: Mn(NO 3 ) 2 ,CuSO 4 , (ZnOH) 2 SO 4 , NaHSO 3 , FeOHCl 2 , MgOHCl, K 2 HPO 4 ?Решение. Средние соли Mn(NO 3 ) 2 , CuSO 4 ;оснóвные соли(ZnOH) 2 SO 4 , FeOHCl 2 , MgOHCl;кислые соли NaHSO 3 , K 2 HPO 4 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.48Fe(NO 3 ) 3FeOOONNNOOOOOOO – HFe(FeOH) 2 SO 4 :OO.OSOFeO – H

Задача № 5. Составить уравнения следующих химических реакций:Fe 2 (SO 4 ) 3 + NaOH ; CaCl 2 + Na 2 CO 3 ;NaHSO 4 + NaOH ; Zn + CuSO 4 ;Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 ; AlOHCl 2 + HCl ;tFeCO ot3 ; Ca(HCO 3 ) o2Решение. Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4 ;NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O;Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HNO 3 ;tFeCO o3 FeO + CO 2 ;CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl;Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 ;AlOHCl 2 + HCl = AlCl 3 + H 2 O ;tCa(HCO 3 ) o2 CaO + 2CO 2 + H 2 O.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 6. Предложить все возможные методы получения соли K 2 SO 4 .Решение. 1. 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 .+ 2H 2 O;2. K 2 O + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 .+ 2H 2 O;3. 2K + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 .+ H 2 ;4. K 2 O + SO 3 = K 2 SO 4 ;5. 2KOH + SO 3 = K 2 SO 4 .+ H 2 O;6. Ag 2 SO 4 + 2KCl = 2AgCl + K 2 SO 4 ;7. 2KCl + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 .+ 2HCl .1.9.5. Типовые задачи с решениями по взаимосвязимежду классами неорганических веществЗадача № 1. Исходя из Р, О 2 и Са получить Са 3 (РО 4 ) 2 .Решение. 1) 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;2) 2Ca + O 2 = 2CaO;3) 3CaO + P 2 O 5 = Са 3 (РО 4 ) 2 .Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.49

Задача № 2. Исходя из Zn, Na, H 2 O и CuSO 4 получить Na 2 ZnO 2 .Решение. 1) 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ;2) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu;3) ZnSO 4 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + Na 2 SO 4 ;4) Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.Задача № 3. Осуществить следующие цепочки химических превращений:1) Cl 2 NaCl HCl ZnCl 2 MgCl 2 AgCl;2) Na Na 2 O NaOH Na 2 SO 4 NaOH NaNO 3 .Решение. 1) Сl 2 + 2Na = 2NaCl;2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl;2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2 ;ZnCl 2 + Mg = MgCl 2 + Zn;MgCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl + Mg(NO 3 ) 2 .2) 4Na + O 2 = 2Na 2 O;Na 2 O + H 2 O = 2NaOH;2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O;Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NaOH;NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O.Рекомендуем самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.1.10. Упражнения и задачи для самостоятельного решения1. Написать формулы оксидов K, Ba, Al, Si, P, S, Cl, Os, зная, что валентностьэлемента соответствует номеру группы периодической системы.2. Назвать следующие оксиды по международной номенклатуре: Cu 2 O, CuO,ZnO, Al 2 O 3 , Mn 2 O 3 , MnO 2 , CO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Mn 2 O 7 , RuO 4 .3. К каким типам относятся следующие оксиды: N 2 O 3 , Na 2 O, BaO, Cl 2 O, Al 2 O 3 ,WO 3 , SnO, PbO 2 , MnO, FeO ?4. Карбонат магния MgCO 3 при нагревании разлагается на два оксида. Рассчитать,какое количество каждого оксида образуется при разложении 210 кгMgCO 3 .50

5. Какие из перечисленных оксидов будут взаимодействовать с водой приобычных условиях: CO, CO 2 , K 2 O, BaO, SO 3 , CuO? Написать уравнения возможныхреакций.6. Какие оксиды могут быть получены нагреванием следующих веществ:H 2 SiO 3 , Fe(OH) 3 , BaCO 3 , CaSO 4 , MgCO 3 , Cu(OH) 2 ? Составить графическиеформулы соответствующих оксидов.7. С какими из перечисленных оксидов будет реагировать соляная кислота:SiO 2 , CuO, SO 2 , Fe 2 O 3 , CaO, P 2 O 5 , CO 2 ? Написать уравнения возможных реакций.8. В технике оксид бария получают путем нагревания нитрата бария Ba(NO 3 ) 2toпо уравнению реакции: 2Ba(NO 3 ) 2 2BaO + 2N 2 + 5O 2 . Рассчитать,какое количество ВаО можно получить из 5,2 г Ba(NO 3 ) 2 .9. Какие из оксидов будут реагировать попарно: ZnO, CO 2 , BaO, Li 2 O, CrO 3 ?10. Составить графические формулы гидроксидов следующих металлов: лития(I), марганца (II), свинца (II), хрома (III), олова (IV), марганца (IV).11. Какие из приведенных веществ будут попарно взаимодействовать: LiOH иNaOH, KOH и SO 2 , Ca(OH) 2 и Ba(OH) 2 , Sn(OH) 2 и CO 2 , NaOH и P 2 O 5 ,Ba(OH) 2 и CO 2 ?12. По формулам оксидов составить формулы соответствующих гидроксидов:FeO, MgO, K 2 O, Cu 2 O, CuO, Li 2 O, BaO.13. Какие из приведенных ниже гидроксидов растворяются в щелочах: Mg(OH) 2 ,Zn(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Al(OH) 3 , Mn(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sn(OH) 2 ? Написать уравнениявозможных реакций.14. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с гидроксидомнатрия: K 2 O, ZnO, SO 3 , H 2 SO 4 , CuSO 4 , Ba(OH) 2 , CaO, CO 2 , FeCl 3 ? Написатьуравнения возможных реакций.15. Найти формулы гидроксидов, имеющих следующий состав:1) Mn 61,8 %, O 36,0 %, H 2,3 %;2) Mn 77,7 %, O 21,0 %, H 1,3 %;3) Mn 75,3 %, O 23,2 %, H 1,5 %.16. Как получить гидроксид магния исходя из магния, кислорода и воды? Написатьуравнения соответствующих реакций. Можно ли подобным путем получитьгидроксид меди?51

17. Какие кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействиис водой следующих оксидов: N 2 O 3 , CO 2 , SO 3 , Mn 2 O 7 , WO 3 ? Составить графическиеформулы полученных кислот.18. Какие кислоты можно получить непосредственным взаимодействием простыхвеществ с водородом? Привести примеры, назвать соответствующиекислоты.19. Смесь оксида меди (II) с медью обработали избытком соляной кислоты иотфильтровали. Что осталось на фильтре и что перешло в раствор? Написатьуравнения возможных реакций.20. С какими из перечисленных веществ будет реагировать разбавленная сернаякислота: CuO, CO 2 , BaO, BaCl 2 , HNO 3 , P 2 O 5 , Zn, Cu, Al(OH) 3 ? Составитьуравнения возможных реакций.21. По формулам кислот составить формулы соответствующих кислотных оксидов:H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , H 2 CrO 4 , H 2 SiO 3 , H 3 AsO 4 , HClO.22. Какому количеству оксида фосфора (V) соответствует 392 г фосфорной ортокислоты?23. Какие из приведенных веществ будут попарно взаимодействовать: HCl иH 2 SO 4 , HCl и Fe(OH) 3 , H 2 SO 4 и MgO, H 2 SO 4 и CO 2 , H 2 SO 4 и Ba(NO 3 ) 2 , H 3 PO 4и Ca(OH) 2 ? Написать уравнения возможных реакций.24. Дать названия приведенным солям: Al(NO 3 ) 3 , NaHS, Ca(HCO 3 ) 2 ,(CuOH)NO 3 , FeCl 3 , KHCO 3 , Al(OH) 2 Cl.25. Написать эмпирические формулы соответствующих солей: сульфат калия,нитрат бария, карбонат натрия, фосфат кальция, сульфит натрия, иодид калия,хлорат натрия, перманганат калия, нитрит натрия, гидросульфат кальция,гидроксохлорид меди (II), гидросульфат натрия, гидроксонитрат алюминия.26. Закончить следующие уравнения реакций:Na 2 SO 4 + BaCl 2 ; ZnSO 4 + Mg ; CuCl 2 + KOH ;MgOHCl + HCl ; K 2 CO 3 + HCl ; Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 .27. Составить графические формулы следующих солей: сульфид кальция, сульфаткальция, гидрокарбонат калия, гидроксохлорид кальция.28. К раствору, содержащему 40 г сульфата меди, прибавили 12 г железныхопилок. Рассчитать, останется ли в растворе сульфат меди после того, какзакончится реакция.52

29. К раствору, содержащему 2 моль гидроксида натрия, прибавили 2 моль сернойкислоты. Затем раствор выпарили досуха. Какая соль и в каком количествепри этом образовалась?30. 10 г оксида магния обработали раствором, содержащим 28 г серной кислоты.Сколько граммов соли образовалось?31. Как получить нитрат цинка, если имеются растворы: ZnCl 2 , NaNO 3 , KNO 3 ,AgNO 3 ?32. Как получить сульфат магния исходя из следующих веществ: а) магния; б)оксида магния; в) гидроксида магния; г) карбоната магния? Написать уравнениясоответствующих реакций.33. Даны следующие вещества: оксид бария, сульфат железа (II), вода, сернаякислота, оксид меди (II). Как, используя эти вещества, получить: а) гидроксидбария, б) гидроксид железа (II), в) гидроксид меди (II)? Написать уравнениясоответствующих реакций.34. Исходя из угля, кальция и кислорода получить карбонат кальция. Написатьуравнения соответствующих реакций.35. Осуществить следующие превращения:а) Ca Ca(OH) 2 CaCO 3 CaO Ca(NO 3 ) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 ;б) Al Al 2 (SO 4 ) 3 Al(OH) 3 Al 2 O 3 NaAlO 2 ;в) Fe FeCl 2 Fe(OH) 2 FeO FeCl 2 FeCO 3 ;г) S Na 2 S H 2 S SO 2 Na 2 SO 3 BaSO 3 ;д) N 2 Li 3 N NH 3 (NH 4 ) 2 SO 4 NH 4 Cl NH 3 ;е) P P 2 O 5 H 3 PO 4 Na 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 .36. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществитьследующие превращения:а) CuSO 4 Cu CuO CuCl 2 Cu(OH) 2 Cu(OH)NO 3 Cu(NO 3 ) 2 ;б) Ca CaO Ca(OH) 2 CaSO 4 Ca(HSO 4 ) 2 ;в) CuSO 4 Cu(OH) 2 CuO Cu;г) Al Al 2 (SO 4 ) 3 Al(OH) 3 AlOHCl 2 AlCl 3 Na 3 AlO 3 ;д) Fe Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe(OH) 3 FeOH(NO 3 ) 2 Fe(NO 3 ) 3 ;е) K KOH K 2 SO 4 KHSO 4 ;ж) CrCl 3 CrOHCl 2 Cr(OH) 3 K 3 CrO 3 ;з) P P 2 O 5 H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 (NH 4 ) 3 PO 4 .53

37. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующийцикл превращений: углекислый барий диоксид углерода углекислыйбарий гидрокарбонат бария угольная кислота;осуществить превращения веществ: фосфор фосфорный ангидридфосфорная кислота дигидрофосфат аммония фосфат аммония.2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. РАСЧЕТЫПО ХИМИЧЕСКОЙ ФОРМУЛЕ, УРАВНЕНИЮ ХИМИЧЕСКОЙРЕАКЦИИ И ПО ГАЗОВЫМ ЗАКОНАМ2.1. Задачи по атомно-молекулярному учению2.1.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Определение формул химических соединений элементов сиспользованием правила взаимной насыщаемости валентностей.Пример. Найти эмпирическую формулу оксида железа, зная, что кислороддвухвалентен, а железо трехвалентно.Решение. Записываем символы химических элементов и обозначаем римскимицифрами валентности элементов:III IIX O УFe .Для определения индексов воспользуемся правилом взаимной насыщаемостивалентностей:B Fe i Fe = B 0 i 0 ,где В – валентность; i – индекс.Находим самое простое отношение между индексами железа и кислорода:i Fe · 3 = i 0 · 2;iiFe0542.3Эмпирическая формула искомого оксида железа Fe 2 O 3 .Задача № 2. Определение валентности химических элементов в соединениях.Пример. Найти валентность азота в оксиде азота N 2 O 5 . Известно, что валентностькислорода постоянна и равна 2.

Решение. Применим правило взаимной насыщаемости валентностей:B0i02 5откуда BN5.i 2Валентность азота в N 2 O 5 равна 5.NB N i N = B 0 i 0 ,Задача № 3. Определение относительной молекулярной массы в химическихсоединениях.Пусть B i C j D k – химическое соединение, где B, C, D – химические элементы;i, j, k – их индексы.Тогда M = i A r,B + j A r,C + k A r,D , где A r – относительная атомнаямасса.Пример.натрия Na 2 SO 4 .Решение.r,BiCjDkОпределить относительную молекулярную массу сульфатаM r, = 2·A Na2SO4 r,Na + 1·A r,S + 4·A r,O == 2·23 + 1·32 + 4·16 = 142.Задача № 4. Определение молярной массы химических соединений поэмпирической формуле.Для соединения B i C j D k мы имеем:M Bi ,C jDk= i M B + j M C + k M D .Пример. Определить молярную массу нитрата кальция Ca(NO 3 ) 2 .Решение.M Ca(NO 3 ) 2= 1·M Ca +2·M N +6·M O == 1·40 + 2·14 + 6·16 = 164 г/моль.Задача № 5. Определение числа молей n M , содержащихся в определенноймассе простых и сложных веществ:n Mгде n M – число молей;m – масса вещества, г;М – молярная масса, г/моль.55m,MПример 1. Определить число молей атомов в 60 г углерода.

СаСО 3 .веществе;Решение. М С = 12 г/моль;mC60 гn M,С =M 12 г / мольC56= 5 моль атомов углерода.Пример 2. Определить число молей молекул в 300 г углекислого кальцияРешение.M = 100 г/моль;CaCO3m 300 гnM, = 3 моль молекул СаСО CaCO33 .M 100 г /мольCaCO3Задача № 6. Определение числа атомов и молекул, содержащихся вопределенной массе вещества:n = n M N A = MmNA ,где n – число атомов в простом веществе или число молекул в сложномN A – число Авогадро, N A = 6,02 · 10 23 моль -1 ;m – масса вещества, г;М – его молярная масса, г/моль.Пример 1. Найти число атомов в 3,2 г серы.Решение. n атомов = MmNA =3,2 г32 г /моль·6,02·10 23 моль -1 = 6,02·10 22 атомов.Пример 2. Найти число молекул Na 2 O в 6,2 г оксида натрия.Решение. n молекул =mNA =M Na 2O6,2г62г / моль= 6,02·10 22 молекул.·6,02·10 23 моль -1 =Задача № 7. Определение абсолютной массы атомов и молекул:Mm атома,молекулы = ,Nгде m атома,молекулы выражена в граммах.Пример. Определить массу молекулы NO.MNO30г / моль23Решение. mNO5 10 г.N23 16,02 10 мольAA

2.1.2. Задачи для самостоятельного решения1. Определить число молей и число молекул в 0,486 г магния.2. Одинаково ли число молекул в 1 г водорода и в 1 г кислорода? Ответподтвердите соответствующими расчетами.3. Выразить в молях и в граммах 2,00·10 23 молекул ацетилена С 2 Н 2 .2.2. Расчеты по химической формуле2.2.1 Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Определение массы химического элемента, содержащегося вопределенной массе химического соединения.Пусть B i C j D k – общая формула химического соединения, тогда:гдеB CijDkM содержит iM B ,B C Dijkm содержит Хг В.BiCjDkXmBmB CM57ijB CiDkjiMm – масса химического соединения B i C j D k ;m B – масса химического элемента В, содержащегося в массеm химического соединения.B CijDkПример. Определить массу кислорода, содержащегося в 148 г гидроксидакальция Са(ОН) 2 .Решение.М Са(ОН) 2= 74 г/моль;М 0 = 16 г/моль; i = 2;mmCa(OH)M2Ca(OH)iM20DkB148 274,1664 г.Задача № 2. Определение массы химического соединения, содержащегоопределенную массу химического элемента.Для соединений общей формулы B i C j D k мы имеем:iM B содержится вM ;B Cm B содержится в Х г B i C j D k .ijDk

XmB CijDkmBMiMB CiBjDk.Пример. Определить массу оксида магния MgO, содержащего 6 г магния.Решение. M MgO = 40 г/моль;M Mg = 24 г/моль; i = 1;mMgOmMgi MMMgMgO6 401 2410 г.Задача № 3. Определение процентного содержания химического элементав химическом соединении.Процентное содержание химического элемента в химическом соединении– это его массовое количество, содержащееся в 100 массовых частях химическогосоединения.M B C D содержит iM B ;ijk100 г B i C j D k содержит Х г В (% В).%Bi 100 MMB Cгде % В – процентное содержание элемента В.Массовая доля элемента В в соединении – ω В :ω Bii MMB CПример. Определить процентное содержание железа в Fe 3 O 4 .M Fe 3 O 4= 232 г/моль; M Fe = 56 г/моль; i = 3;%Fei 100 MMFe 3 O 4Fei3jBjDDω Fe = 0,724.Bkk.,100 5623272,4%.Аналогичным образом можно определить процентное содержание другихэлементов в соединении, т.е. процентный состав соединения.Необходимо помнить, что для соединения B i C j D k% В + % C + % D = 100 %.58

Задача № 4. Вывод химической формулы на основании процентного составасоединения и его молярной массы.Из предыдущей задачи известно, что процентное содержание элемента Вв химическом соединении B i C j D k определяется по формулеотсюдаi%B%B M100i 100 MMB CiM BjB i C j D kПример. Согласно результатам количественного анализа неизвестное соединениесодержит% Н = 11,1 %; % С = 88,9 %.Его молярная масса равна 54 г/моль. Определить молекулярную формулусоединения.Решение. Неизвестное соединение имеет молекулярную формулу С i H j.ij%C MM%H MMCHCi100CiHH100jjD.Bk,88,9 5412 1004;11,1 541 1006Таким образом, молекулярная формула – С 4 H 6 .Задача № 5. Определение массы включающего примеси химического соединения,которое содержит определенную массу химического элемента.Пример. Минерал содержит 75 % PbS. Какое количество этого минераласодержит 200 г свинца?Решение. Вначале определяется масса чистого химического соединенияPbS, в которой содержится 200 г свинца:mPbSmPbMi MPbPbS200 239231 г PbS.1 207Затем определяется масса вещества с примесью, т.е. масса минерала:59

mвва с примесьюmминералаm%mсодержания100%75%PbSчистого веществачистого231 10075100%в;ва308 г.Задача № 6. Определение массы химического элемента, которая содержитсяв определенной массе химического соединения, включающегопримесь.Пример. Минерал германия содержит 80 % диоксида германия GeO 2 .Найти массу германия, содержащегося в 250 г этого минерала.Решение. Вначале определяется масса двуокиси германия, которая содержитсяв 250 г минерала:mчистого вmваGeO2mmв-ва с примесьюминерала100%80%%содержания100%250 80100200г.чистоговва;Затем определяется масса химического элемента:mGemGeOM2iGeOM2Ge200 1 72,5104,5135 г.2.2.2. Задачи для самостоятельного решения1. Определить массу марганца в 1 т пиролюзита, содержащего 60 %MnO 2 .2. Сколько хлороводорода можно получить из 20 кг водорода, если потерипроизводства составляют 12 %?3. В каком из соединений больше процентное содержание свинца – в PbOили в PbO 2 ? Ответ подтвердите соответствующими расчетами.4. Найти простейшую и истинную формулу газа, имеющего следующийсостав: 82,76 % С; 17,24 % Н. Плотность по воздуху равна 2,01.5. При прокаливании 2,94 г кристаллогидрата хлорида кальция выделилось1,45 г воды. Составить формулу данного кристаллогидрата.60

6. При сжигании 6,2 г кремневодорода получено 12 г диоксида SiO 2 .Плотность кремневодорода по воздуху равна 2,14. Вывести молекулярнуюформулу кремневодорода.2.3. Расчеты по газовым законам (нормальные условия)2.3.1. Типовые задачи с решениямиДля осуществления любого расчета по газовым законам для нормальныхусловий используются следующие формулы:MnρVmMDVVMMгде М – молярная масса, г/моль;61n29NADM воздух H 2молекулρ – плотность газа, г/л;D воздух , D H 2– относительные плотности по воздуху и по водороду;n M – число молей газа;m – масса газа, г;V – объем газа, л;V M – молярный объем, V M = 22,414 л/моль;n молекул – число молекул газа;N A – число Авогадро, N A = 6,022·10 23 моль -1 .Используя эти две формулы, можно рассчитать, например:- число молекул, содержащихся в определенном объеме газа;- число молей, содержащихся в определенном объеме газа;- объем, занимаемый определенной массой газа;- массу определенного объема газа;- плотность и относительную плотность газа по молярной массе газа;- молярную массу неизвестного газа на основе плотности или относительнойплотности.Пример 1. Найти число молекул СО 2 , содержащихся в 11,2 л углекислогогаза (н.у.).V nмолекулРешение. ;V NMA,2;

nмолекулV NVMA11,2 л236,02 10 моль22,4 л/моль13,011023молекул.Пример 2. Определить число молей SO 2 , содержащихся в 3 л сернистогогаза (н.у.).V 1,2 лРешение. nM0,134 моль.VM22,4 л / мольПример 3. Найти объем, занимаемый 32 г СН 4 (н.у.).m V m V 32 г 22,4 л / мольРешение. ; VM44,8 л.M VMM 16 л / мольПример 4. Определить массу одного литра кислорода (н.у.).Решение.mMVV Mили М = ρV M , так как масса одного литра, по определению,– это плотность,MVρMт.е. масса одного литра газа m = 1,43 г.m ,V32 г/моль1,43 г/л,22,4 г/мольПример 5. Найти относительную плотность хлора по воздуху.Cl M 71Решение. D 2Cl2воздух 2,45, где М воздух = 29 г/моль.29 29Пример 6. Найти молярную массу неизвестного газа, если относительнаяплотность его по водороду равна 22.XH2Решение. M D 2 22 2 44 г / моль.XПример 7. Определить объем, занимаемый 2 моль углекислого газа (н.у.).VРешение. nMV VMnM22,4 2 44,8 л.VMПример 8. Определить объем, занимаемый 5,4·10 22 молекулами кислорода(н.у.).Решение.VVMnмолекулNAVVM62nмолекулNA22,46,025,4101023222 л.

2.4. Расчеты по уравнению состояния идеальных газов2.4.1. Типовые задачи с решениямиВо всех расчетах используется уравнение Клапейрона-Менделеева:илиpV=1000 nRTрV=1000 m/M RT,если объем измеряется в литрах, давление – в паскалях, масса – в граммах,молярная масса – в граммах на моль, температура – в кельвинах и R =8,314 Дж/(моль·К).Пример 1. Масса 227 мл газа, взятого при температуре 37 о С и при давлении730 мм рт.ст., равна 0,313 г. Определить молярную массу этого газа.mRT 1000Решение. M,pVгде р = 97325 Па; V = 0,227 л; Т = 310 К.M30,313 8,314 10 31036,5 г / моль.97325 0,227Пример 2. Определить объем, занимаемый 140 г азота при температуре32 о С и при давлении 2,8 атм.mRT 1000Решение. V,pMгде N 28 г /моль;Т = 305 К; р = 283710 Па.M 2V1408,314 305 10283710 28344,7л.Пример 3. Определенное количество газа занимает объем 152 мл придавлении 745 мм рт.ст. и температуре 25 о С. Найти объем того же количествагаза при нормальных условиях (Т 1 =273 К; р 1 =101 325 Па).pV p VРешение. pV nRT n или n1 1;RT RT1pVRTp1VR T6311,

где р, V, T – начальные условия;р 1 , V 1 , T 1 – конечные условия;V1pVTTP11,где р = 99 325 Па; Т = 298 К; V = 0,152 л;V 1993252980,152 2731013250,1365 л.Пример 4. В закрытом металлическом сосуде находится газ при температуре20 о С. До какой температуры необходимо нагреть этот газ, чтобы увеличитьего давление в 3 раза?pV P1V1Решение. ,T T1где р 1 = 3 р; Т = 293 К; V 1 = V.pVT3 pV;T11T3TТ 1 = 3Т = 3·293 = 879 К, или t 1 = 606 о С.1;2.5. Расчеты по уравнениям химических реакций2.5.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Пусть общая схема химической реакции –aA + bB cC + dD,где А и В – исходные вещества;С и D – продукты реакции;а,b,c,d – коэффициенты.Тогда можно записать уравнениеnM,AnM,Ba b c dnM,CnM, Dгде n M – число молей каждого вещества, участвующего в реакции.,64

Предположим, что количество данных веществ выражено следующим образом:а) для А – в молях;б) для В – в объеме (то есть В – газообразное вещество);в) для С – в граммах;г) для D – количеством молекул.Так как известно, чтоnMVVMmM65nмолекулполучаем формулу для расчетов по уравнению химической реакции:Nn M , A V m nB Ca VMb MCc NAA,молекул,DПример 1. Определить число молей углекислого газа СО 2 , полученного врезультате сгорания 24 г углерода.аммиака.Решение. Уравнение реакции горения углерода –С + О 2 СО 2 .mMCCmMnM,CO12412nCM,CO2 моль.2CПример 2. Определить объем кислорода, необходимый для сгорания 17 гРешение. Уравнение реакции горения аммиака –VO24NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O.mNHm4 M34 M3VV2NH 3 O2NH3 VNH33M;M;17 3 22,44 17d.16,8 л.Пример 3. Определить число молекул воды, образующееся при сгорании10 л метана, н.у.Решение. Уравнение реакции горения метана –СH 4 + 2O 2 СО 2 + 2H 2 O.

nмолекул,H2OVCH4VV1VnCH4молекул,H 2OMM2NA2 NA10 2 6,0222,410,;235,41023молекул.Задача № 2. Расчеты по уравнению химической реакции с реактивом, содержащимпримеси.Перед обычным расчетом по уравнению химической реакции определяетсяколичество чистого реактива.Пример. Какую массу оксида кальция и какой объем углекислого газа(н.у.) можно получить при термическом разложении 20 г известняка, содержащего80 % карбоната кальция?Решение.mвва с примесью % содержания чистого в ваа) mчистогов ва;100%mCaCO 3tmизвестняка100%б) CaCO CaO CO ;3mVCaOCO2m1M2% CaCOm1M3VCaCO3CaO CO2CaCOmmM3CaCOCaCOM3MCaCO3CaCOV33CaOMCaO1V16 5610016 22,410020 80100M;8,96 г;3,58 л.16 г.Задача № 3. Расчеты по уравнению химической реакции с избытком одногоиз реактивов.Предположим, что реактив В взят в избытке, тогда формула для расчетовпо уравнению химических реакций примет видnM,AaVb VBMmc M66CCnмолекул,DdNA.

Член уравнения, содержащий реактив в избытке, исключается из расчетов.Расчеты ведут по реактиву, взятому в недостатке. Возможен также расчетизбытка реактива:m избытка реактива = m взятая для реакции – m прореагировавшая .Пример. Определить массу нитрата натрия, образующегося в результатевзаимодействия 130 г азотной кислоты с двумя моль гидроксида натрия. Какойреактив взят в избытке и какова масса избытка этого реактива?Расчет производится по реактиву, взятому в недостатке, т.е. по гидроокисинатрия:Расчет массы кислоты, необходимой для реакции с двумя моль гидроокисинатрия:Решение. Определяем вещество в избытке:nM,NaOH1NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O;2 моль;m1MHNO3HNO313063Таким образом, азотная кислота взята в избытке:nM,NaOH1m1MHNO3HNO3.2,06моль.mNaNO3nM,NaOHn1M,NaNO3m1MMNaNONaNO33NaNO3;285170mHNOn3M,NaOH1nM,NaOHm1 MMHNOHNOHNO3Расчет массы избытка азотной кислоты:33;263126m mm=избыткавзятая для реакции= 30 – 126 = 4 г.вступившая вг.г.реакцию67

Задача № 4. Расчеты с практическим выходом реакции.Практический выход реакции R пр – это отношение реального количестваполученного вещества к его теоретически возможному количеству согласноуравнению реакции:Rпрmmреальнаятеоретическая100 %.Пример 1. Получено 620 г кислорода электролизом 40 моль воды. Определитьпрактический выход реакции.Решение. а) Вначале рассчитываем теоретическую массу кислорода поуравнению реакции2H2OO22H2;электролизnM,H1MnM,HM2OO240 32mтеорmO22 2б) Определяем практический выход реакцииR пр16206402O100%mO2O2;96,88 %.640г.Пример 2. Практический выход реакции синтеза аммиака равен 30%. Каковамасса аммиака, полученного из 90 л водорода, взятого для реакции синтеза(н.у.)?Решение. а) Находим теоретическую массу аммиака:2M3H 2 + N 2 ⇄ 2NH 3 ;m2 MVNH 3 H 2NHV33VM;2 17 903 22,4NH3H2mNH45,54 г.33VMб) Находим по практическому выходу реакции реальную массу аммиака:mреальная NH 3Rпрm100 %теор30 45,5410013,66 г.68

2.5.2 Задачи для самостоятельного решения1. Определить молярную массу газа, если 0,29 л его при температуре 29 о Си давлении 1,064·10 5 Па (800 мм рт.ст.) имеют массу 0,32 г.2. Сколько нужно взять карбоната кальция, чтобы полученным при егоразложении диоксидом углерода наполнить баллон емкостью 40 л при температуре15 о С и давлении 1,013·10 6 Па?3. Какой объем кислорода, взятого при 300 о С и давлении 5,06·10 5 Па, израсходовалсяна сгорание 10 кг каменного угля до образования СО 2 , если в углесодержалось 94% С?4. В электрической печи из 20 кг оксида кальция было получено 16 кгкарбида кальция. Реакция протекает по уравнению СаО + 3С = СаС 2 + СО.Определить выход карбида кальция и объем оксида углерода при температуре546 о С и давлении 1,013·10 5 Па.5. При пропускании над катализатором смеси, состоящей из 10 моль SO 2и 15 моль O 2 , образовалось 8 моль SO 3 . Сколько моль CO 2 и O 2 не вступило вреакцию?3. ЭКВИВАЛЕНТ, ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА.ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ3.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Определить эквивалентные массы металлов в следующихсоединениях: Na 2 SO 4 ; K 2 MnO 4 ; MnO 2 ; Mn 2 O 7 ; PbO 2 ; Cr 2 (SO 4 ) 3 ; AlCl 3 .Пример. Определить эквивалентную массу марганца в Mn 2 O 7 .Решение. По химической формуле определяем валентность марганца:B Mn = 7. Затем по формуле для определения эквивалентных масс химическихэлементов находим эквивалентную массу марганца:MMn55ЭMn7,9 г / моль.B 7MnЗадача № 2. Определить эквивалентные массы следующих химическихсоединений: PbO 2 ; Mn 2 O 7 ; Ni(OH) 2 ; Fe(OH) 3 ; HNO 2 ; H 3 PO 4 ; CaCl 2 ;Al 2 (SO 4 ) 3 .69

Пример. Определить эквивалентную массу H 3 PO 4 .Решение. Для кислот эквивалентная масса определяется по формулеMЭкислотыкислоты.nHТак как число атомов водорода кислоты n H , участвующих в реакции, неуказывается, в расчетной формуле принимается максимальное число атомовводорода в кислоте, способных участвовать в реакции: n H =3.ЭH3PO4MH33PO47098332,7 г/моль.Задача № 3. Вычислить эквивалентную массу металла, зная, что егохлорид содержит 65,57 % хлора. Эквивалентная масса хлора равна35,45 г/моль.mCl% Cl% Cl ЭClРешение. Так как , запишем;m % Me % Me ЭЭMeMe% Me = 100 % – % Cl = 100 – 65,57 = 34,43 %;Me% Me Э%ClCl34,43 35,4565,5718,62 г/моль.Задача № 4. 5,2 г металла взаимодействуют с 3,5 г азота, образуя нитрид.Какой это металл, если его валентность равна 1, а валентность азота – 3?Решение. Согласно закону эквивалентовЭMemmMeNmMemЭЭNЭMeNN; ЭN4,67 г / моль;5,2 4,673,56,9 г/моль;MЭMeMeMMeЭMeB; MMe6,9 1 6,9 г/моль.BНеизвестный металл – литий, с молярной массой, равной 6,9 г/моль.Задача № 5. 5 г алюминия, взаимодействуя с кислородом, образуют9,44 г оксида алюминия. Найти эквивалентную массу алюминия и еговалентность. Определить химическую формулу оксида алюминия.m Al Э AlРешение. ,m Эгде Э О = 8 г/моль;OО

m O = m оксида – m Al = 9,44 – 5 = 4,44 г;ЭAlmAlmOЭО5 84,44Химическая формула оксида алюминия – Al 2 O 3 .ЭAlMBAl;BMЭAlAl9 г/моль.Задача № 6. Определенное количество металла взаимодействует с 1,78 г279серы или с 8,89 г брома. Определить эквивалентную массу брома, еслиэквивалентная масса серы равна 16 г/моль.Решение. Так как количества эквивалентных масс реагирующих междусобой веществ равны:получаем:n Э,Ме = n Э,Br и n Э,Ме = n Э,S ,n Э,Br = n Э,Ме = n Э,Smили Brmn SЭ,Me ,ЭЭBrm Э 8,89 16откуда ЭBr SBr79,9 г/моль.mS1,78S3.Задача № 7. Какую валентность проявляет железо, если для растворения5,58 г его потребовалось 7,3 г соляной кислоты? Какова формула образующегосяхлорида железа?mFemHClm ЭРешение. ЭFe HClFe,ЭFeЭHClmHClгде Э HCl = 36,5 г/моль.ЭЭFeFe5,58 36,57,3MFeBB7127,9 г/моль;MЭFeFeФормула образующегося хлорида – FeCl 2 .55,827,9Задача № 8. Определить количества соляной, уксусной и серной (разбавленной)кислот, необходимые для растворения 10 г цинка (валентностьцинка равна 2).2.

Решение. n Э,Zn = n Э,кислоты ;nЭ, ZnmЭm BM10 265,4Zn Znn Э,кислоты = 0,31 моль;0,31 моль.nЭ,кислотыmmЭкислотыкислотыкислотыnЭ,кислотыmMnHкислотыMnкислотыкислотыH;mmmHClCH3COOHH2SO 40,31 36,510,3110,31 98211,3 г;6018,6 г;15,2 г.Задача № 9. Составить уравнение реакции взаимодействия гидроксиданатрия с ортофосфорной кислотой, если известно, что 8 г NaOH реагируютс 9,8 г фосфорной кислоты без остатка.Решение. Кислотность щелочи равна 1, поэтому эквивалентная массаNaOH будет следующей:ЭNaOHMNaOH17240 г/моль.Так как основность фосфорной кислоты равна 3, то число атомов водорода,участвующих в реакции, может быть 1, 2 и 3. Для написания уравнения реакциинеобходимо определить число атомов водорода в фосфорной кислотеn H , участвующих в реакции:ЭHЭ3POH34PO4ЭnЭNaOHMHm3nmЭmPOHNaOHNaOHH43NaOHPO4nHmЭHH33POPOMЭ4440 9,88HH33;POPO449 г / моль.498492.

Уравнение химической реакции следующее:2NaOH + H 3 PO 4 Na 2 HPO 4 + 2H 2 O.3.2. Задачи для самостоятельного решения1. Вычислить эквивалентную массу олова, если при нагревании0,92 г его в токе кислорода образуется 1,17 г оксида олова.2. 1 кг калия соединяется с 0,9 г хлора, а также с 2,0 г брома. Найтиэквивалентные массы калия и брома, если эквивалентная масса хлора равна35,5 г/моль.3. Определить эквивалентные массы кислот и оснований в следующихреакциях: HNO 3 + Bi(OH) 3 = Bi(OH) 2 NO 3 + H 2 O;H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O;3Ca(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O;Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O.4. Определить эквивалентную массу металла, если навеска 0,0350 г этоготехнического металла, имеющего 20 % примесей (не взаимодействующих скислотой), выделила из кислоты 11,9 мл водорода, собранного над водой притемпературе 17 о С и давлении 1,03·10 5 Па (274,53 мм рт.ст.). Давление водяногопара при 17 о С равно 0,193·10 5 Па (14,53 мм рт.ст.).4 СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН4.1 Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Каков состав изотопа5224 Cr ?Решение. Число протонов, содержащихся в ядре, Z = 24. Так как суммапротонов и нейтронов, содержащихся в ядре, равна 52, то число нейтронов равно28. Электронная оболочка состоит из числа электронов, число которых равночислу протонов, т.е. 28, так как атом электронейтрален.Задача № 2. Найти число орбиталей, определенное следующим энергетическимсостоянием: 5f, 2s, 3d, 4p. Определить максимальное числоэлектронов, характеризующихся этими энергетическими состояниями.73

Пример. Найти число орбиталей для энергетического состояния 5f.Решение. 5f – пятый энергетический уровень – n = 5, подуровень f(l = 3). При l = 3 магнитное квантовое число принимает значения: -3, -2, -1, 0, 1,2, 3. Таким образом, число орбиталей равно 7. Каждая орбиталь может содержатьмаксимально 2 электрона. Максимальное число электронов, характеризующихсяэнергетическим состоянием 5f, равно 14.Задача № 3. Описать орбиталь, состояние которой характеризуется следующимнабором трех квантовых чисел:а) n = 3, l = 0, m l = 0;б) n = 2, l = 1, m l = 0;в) n = 4, l = 2, m l = 0.Пример. Описать орбиталь, характеризующуюся следующими квантовымичислами: n = 3, l = 0, m l = 0.Решение. l = 0 – это s-орбиталь, имеющая сферическую конфигурацию,орбиталь находится на третьем энергетическом уровне (3s) и имеет единственновозможную ориентацию в пространстве (m l = 0).Задача № 4. Составить электронную и электронно-графическую формулыCa, Fe, Ta, Rn в невозбужденном состоянии.Ca.Пример. Составить электронную и электронно-графическую формулыРешение. 20 Са 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 21s 2s 2p 3s 3p 4sЗадача № 5. Составить электронные формулы ионов: Na + , Cl¯, S -2 , Fe +3 ,Sn +4 , P -3 , H + , H¯.Пример. Составить электронные формулы Na + и Cl¯.Решение. 11 Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 ;17Cl¯ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .74

Задача № 6. Дать полную характеристику химического элемента исходяиз его местонахождения в периодической системе химических элементов.Пример. Дать полную характеристику кремния.Порядковый номер – 14.Число протонов в ядре – 14.Заряд ядра – +14.Относительная атомная масса – 28.28Число нейтронов в наиболее распространенном изотопе ( 14 Si )– 14.Число электронов в электронной оболочке – 14.Число электронных слоев – 3.Распределение электронов в электронной оболочке:а) 14 Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 .б)1s2s2p3s3рЧисло валентных электронов – 2 (холостые электроны, находящиеся напоследнем энергетическом уровне).Валентность атома:а) в невозбужденном состоянии – 2;б) в возбужденном состоянии – 4.14Si * …3s 1 3p 3 ;3p3sМестоположение кремния в периодической системе – кремний находитсяв третьем периоде, в главной подгруппе четвертой группы.К какому семейству относится: Si – р-элемент?Металл или неметалл согласно значению электроотрицательности: значениеэлектроотрицательности кремния – 1,8, т.е. это химический элемент, зани-75

мающий промежуточное положение между металлами и неметаллами – переходныйэлемент.Более или менее электроотрицателен, чем:а) в сравнении с соседями по группе – кремний более электроотрицателен,чем германий, но менее электроотрицателен, чем углерод;б) в сравнении с соседями по периоду – кремний более электроотрицателен,чем алюминий, но менее электроотрицателен, чем фосфор.4.2. Задачи для самостоятельного решения1. Из скольких подуровней состоят энергетические уровни при следующихзначениях главного квантового числа: а) n = 1; б) n = 3; в) n = 4; г) n = 2?Привести буквенные обозначения типов подуровней.2. Определить число орбиталей, характеризующихся следующими значениямиглавного и орбитального квантовых чисел: а) n = 3, l = 2; б) n = 3, l = 1;в) n = 5; l = 0. Привести буквенное обозначение этих орбиталей.3. Какое число электронов может находиться в следующих энергетическихсостояниях: а) 2s; б) 4p; в) 3d; г) 5f? Сформулировать правила, которымиопределяется число электронов данного энергетического подуровня.4. Какова максимальная емкость энергетических уровней при:а) n = 1; б) n = 6; в) n = 4; г) n=3; д) n = 5?5. Описать орбиталь и электронное облако, состояние которого характеризуетсяквантовыми числами: а) n = 3, l = 0, m l = 0; б) n = 3, l = 1, m l = +1;в) n = 3; l = 2, m l = 0.6. Какими правилами определяется а) порядок заполнения электронныхоболочек атомов; б) число электронов в атоме? Привести электронные конфигурацииневозбужденных атомов Br, Mn, Ge, Ti.7. Сколько в атоме Mg: а) электронов; б) энергетических уровней и подуровней?Привести электронную конфигурацию невозбужденного атома элемента.8. Напишите общую формулу внешнего электронного слоя инертных газов(кроме Не).76

9. Какие элементы относятся к s-, p-, d-семейству? Что общего у этихэлементов?10. Напишите общую формулу внешнего электронного уровня галогенов.11. Составьте электронно-графическую формулу атома элемента азота.12. Составьте электронно-графическую формулу последнего уровня атомаэлемента: а) хлора; б) серы; в) хрома; г) титана.13. Напишите общую формулу внешнего электронного уровня галогенови составьте общую электронно-графическую формулу внешнего уровня элементовVI группы главной подгруппы.14. Что общего у электронных оболочек Pb, Ag и чем они отличаются?15. Определите возможные валентности элементов с порядковыми номерами:а) 16; б) 7; в) 33; г) 14; д) 41.16. Объясните, почему фтор может проявлять только постоянную валентность,равную 1, а хлор – переменную.17. Объясните, почему гелий и неон являются истинно инертными газами,а остальные могут вступать в химические взаимодействия.18. Структуры последнего слоя каких элементов изображены: а) 2s 2 2p 3 ;б) 3s 3 3p 1 ; в) 3d 5 4s 2 ; г) 5s 2 ?19. Структуры каких элементов изображены ниже:а) 3s 3p; б) 2s 2p; в) 3d г) 4s?20. Какие элементы периодической системы должны обладать постояннойвалентностью?21. Составьте электронные и электронно-графические формулы последнихуровней элементов с порядковыми номерами: а) 12; б) 20; в) 39; г) 48.22. Объясните, почему кислород проявляет постоянную валентность, асера – переменную?23. Укажите возможные валентности элемента: а) 19; б) 31; в) 35.24. Какова форма электронного облака, характеризующегося следующимнабором квантовых чисел: а) n = 1, l = 0, m l = 0; б) n = 3, l = 1, m l = 0?77

5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ5.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Укажите все возможные валентности для следующих химическихэлементов: Br, S, Cl, Se, I, P, C, N, Si. Объясните, почему химическиеэлементы, находящиеся в нечетных группах периодическойсистемы, проявляют преимущественно нечетные валентности, а в четныхгруппах – четные валентности.Пример. Укажите все возможные валентности для Cl.Решение. Строение внешнего электронного слоя хлора следующее:Нормальное состояние:3s 3p 3d… 3s 2 3p 5 В = 1.Возбужденные состояния:3s 3p 3d… 3s 2 3p 4 3d 1 В = 3,3s 3p 3d… 3s 2 3p 3 3d 2 В = 5,3s 3p 3d… 3s 1 3p 3 3d 3 В = 7.Для хлора, как и для любого другого химического элемента, находящегосяв нечетной группе, число электронов нечетное, а последовательное их возбуждениедает всегда нечетное число неспаренных электронов. Таким образом,их валентности будут нечетными.Задача № 2. Объяснить, почему молекула PCl 5 существует, тогда как молекулаNCl 5 не существует, а также объяснить причину следующего: молекулаSF 6 существует, а молекула OF 6 не существует; молекула Cl 2 O 5 существует, амолекула F 2 O 5 не существует.Пример. Объяснить, почему молекула PCl 5 существует, а молекула NCl 5не существует.78

Решение. Молекула NCl 5 не может существовать, так как азот имееттолько 3 неспаренных электрона, дающих 3 химические связи. Распариваниедвух s-электронов в пределах второго последнего энергетического уровня невозможно.Электронное строение атома азота:2s 2p7N 1s 2 2s 2 2p 3 В = 3.Возможно существование молекулы NCl 3 .На последнем электронном уровне у азота может находиться дваэлектронных подуровня. Таким образом, нет возможности возбуждения атомаазота в пределах существующих энергетических уровней.Для фосфора картина иная, его последний электронный уровень (n=3)имеет три электронных подуровня. В невозбужденном состоянии фосфор проявляетвалентность 3, а в возбужденном – 5. Таким образом, фосфор может образоватьсоединение PCl 5 . Электронное строение атома фосфора:невозбужденное состояние P – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0 , B = 3;возбужденное состояние P – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 ,3s 3p 3dB = 5.Задача № 3. Представить схемы образования химических связей в молекулах:а) Li 2 ; б) Na 2 ; в) Cl 2 ; г) Br 2 – по методу валентных связей(МВС) и по методу молекулярных орбиталей (ММО).Пример. Представить схему образования химической связи в Li 2 по МВСи по ММО.Решение. Согласно методу валентных связей схема молекулы Li 2 следующая:Li ·· Li.Согласно методу молекулярных орбиталей схема образования молекулыLi 2 : 2Li [2s 1 ] → Li 2 [(σ 2s) 2 ] + Q.79

Энергетическая схема образования молекулы Li 2 по ММО:EАтомнаяорбитальлитияМолекулярныеорбитали литияАтомнаяорбитальлития2sσ* 2s2sσ 2sЗадача № 4. Рассмотрите перекрывание: s-s-, p x -p x -, р у -р у -, p-d- и d-d-орбиталей.В каких случаях образуются σ- и π-связи?Решение. При перекрывании s-s- и р х -р х -орбиталей образуется σ-связь.Схема образования σ-связи:• •∙ ∙s s p x p xПри перекрывании р у -р у -, р-d- и d-d-орбиталей образуется π-связь.Схема образования π-связи:р у р у p d d dЗадача № 5. Укажите типы химических связей в молекулах следующихсоединений: NH 3 , Cl 2 , H 2 S, CaF 2 , N 2 , H 2 O, LiBr.Решение. Определим разность электроотрицательностей взаимодействующихатомов в соединениях:NH 3 : ΔЭО = ЭО (N) – ЭО (Н) = 3 – 2,1 = 0,9 – связь ковалентная полярная.Cl 2 : ΔЭО = ЭО (Cl) – ЭО (Cl) = 0 – связь ковалентная неполярная.H 2 S: ΔЭО = ЭО (S) – ЭО (H) = 2,5 – 2,1 = 0,4 – связь ковалентная полярная.80

CaF 2 : ΔЭО = ЭО (F) – ЭО (Ca) = 4 –1 = 3 – связь ионная.N 2 : ΔЭО = ЭО (N) – ЭО (N) = 0 – связь ковалентная неполярная.H 2 O: ΔЭО = ЭО (O) – ЭО (H) = 3,5 – 2,1 = 1,4 – связь ковалентная полярнаяLiBr: ΔЭО = ЭО (Br) – ЭО (Li) = 2,8 –1 = 1,8 – связь ионная.Задача № 6. Укажите из перечисленных молекул: BeH 2 , HBr, PCl 3 , BBr 3 ,SiH 4 , CCl 4 – молекулы с гибридизацией. Какого типа эта гибридизация?Пример. Какой тип гибридизации в молекуле BeH 2 ?Решение. В невозбужденном состоянии электронная конфигурация внешнегоэлектронного уровня следующая: Be 2s 2 2p 0 B = 0.В возбужденном состоянии Be* 2s 1 2p 1 B = 2.Образование двух идентичных связей с 2 атомами водорода требует гибридизациитипа sp 1 q 2 H Be H• •Задача № 7. Какова форма следующих молекул:SCl 2 , HI, BF 3 , PH 3 , BeH 2 , CF 4 , NH 3 , H 2 O?Пример. Какова форма молекулы SCl 2 ?Решение. Электронные конфигурации последних электронных слоев S иCl следующие:S 3s 2 3p 4 Cl 3s 2 3p 53s 3p 3s 3pB=2; B=1уSClClSхClαCl81

Оба неспаренных р-электрона серы участвуют в образовании связей сдвумя атомами хлора, обладающими по одному неспаренному р-электрону, образуяугловую молекулу SCl 2 с углом α, несколько большим 90 о .5.2. Задачи для самостоятельного решения1. Определите тип химической связи в соединениях: CaO, NF 3 , NaF,HClO 3 , K 2 S, N 2 , NaOH, H 2 SO 4 .2. Укажите, в каком из соединений каждой пары более выраженаполярность связи: а) NaCl и SCl 2 ; б) H 2 O и H 2 S; в) NaF и NaCl; г) PCl 3 и AlCl 3 ;д) Li 2 O и BeO.3. Объясните образование молекулы HF с использованием электроннографическихсхем внешних электронных уровней исходных атомов. Покажитепространственное перекрывание валентных облаков взаимодействующих атомов.Проделайте то же для молекул: а) H 2 O; б) H 2 S; в) PH 3 .4. Каков тип гибридизации атома углерода в молекуле метана СН 4 ? Укажитевеличину валентного угла НСН в молекуле.5. Почему: а) молекула AlCl 3 плоская, а молекула NH 3 тетраэдрическая;б) молекула BeCl 2 линейная, а молекула Н 2 О угловая?6. Определите формулы соединений, образующихся при взаимодействии:а) фосфора и хлора; б) серы и кислорода; в) фосфора и кислорода; г) серыи фтора.7. Определите формулы соединений, образующихся при взаимодействии:а) кальция и серы; б) натрия и фосфора; в) лития и азота; г) магния ифтора.8. Известно существование молекулы BF 3 . Покажите, что электронноестроение атома бора в его невозбужденном состоянии не позволяет предвидетьсуществование этого соединения.9. Предложите состояние гибридизации атома бора, объясняющее образованиемолекулы BF 3 . Какова ее геометрическая форма?10. Существует ли молекула В 2 ? Если да, то какова кратность связи«бор-бор»? В возбужденном состоянии бор проявляет валентность 3. Какой типгибридизации проявляет бор при образовании молекулы BCl 3 ? Укажите типсвязи B-Cl. Какова форма молекулы BCl 3 ?82

6. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕРАСЧЕТЫ6.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Расчеты по энтальпии реакции.Пример 1. Рассчитать энергетический эффект химической реакции встандартных условиях: Al 2 O 3(к) + 3SO 3(г) → Al 2 (SO 4 ) 3(к) . Известны энтальпииобразования участвующих в реакции соединений:ΔH0298,AlΔH20298,Al(SO2O0ΔH 298,SO334)33434 кДж/моль;1675 кДж/моль;395,2 кДж/моль.Решение. Энтальпия этой реакции рассчитывается по формулеΔH0298,p-цииΔHΔH0298,p-ции0298,Al2(SO4)33434 1675(3H0298,Al2O3H395,2 573,4 кДж.30298,SO3).Энтальпия системы в ходе реакции уменьшается, в этом случае энергиявыделяется, реакция экзотермическая.Пример 2. Рассчитать энтальпию реакцииС 2 Н 4(г) + Н 2(г) С 2 Н 6(г)в стандартных условиях, зная энтальпии сгорания участвующих в реакции веществ:ΔHΔHΔH0298,сг.С20298,сг.Н0298,сг.С22НН461411,3кДж/моль;285,5 кДж/моль;1560,2 кДж/моль.Энтальпии реакции можно рассчитать по формулам:H0298,рцииH0298,сг,исх.в-вH0298,сг.продуктов;H0298,рцииH0298,сг.С2Н4H0298,сг.Н2H0298,C2H6;H0298, рции1411,3285,51560,2136,6 кДж.Данная реакция экзотермична.83

Пример 3. Определить энтальпию образования метана, зная, что энтальпияреакции горения метанаΔН 0 298,р = -804,75 кДж, а стандартные значенияэнтальпий образования СО 2 и Н 2 О равны соответственно –396 кДж/моль и–241,8 кДж/моль.Решение. СН 4(г) + 2О 2(г) СО 2(г) + 2Н 2 О (г) .ОтсюдаH00298,CH0H 298,p H 298,СO2 2 H 298,Н 2OH 298, CH 4 .39642H241,80298,СO2804,752H00298,Н2OH74,85 кДж /моль.00298, pПример 4. Какое количество тепла выделяется в ходе горения 10 гсеры, если стандартное значение энтальпии образования SO 2 равно-296,9 кДж/моль?Решение. Уравнение химической реакции горения серы –S + O 2 SO 2 .Энтальпия этой реакции определяется по формулеH0298,pH0298,SO 2;H0298, p296,9 кДж,реакция экзотермическая.Определяем количество тепла, выделенное при горении 10 г серы.Согласно уравнению реакции 1 моль дает 296,9 кДж тепла. Составляемпропорцию:32 г S – 296,9 кДж,10 г S – Х кДж;10 г 296,9 кДжX93 кДж.32 гЗадача № 2. Расчет энергии связи по энтальпии.Пример. Определить энергию связи О-Н в молекуле воды, зная стандартноезначение энтальпии образования воды в газообразном состоянии, равное-241,6 кДж/моль, и энергии связи в молекуле кислорода и в молекуле водорода.Е О-О = 493,24 кДж/моль;Е Н-Н = 434,72 кДж/моль.84

Решение. Уравнение реакции образования воды –2Н 2 + О 2 2Н 2 О;2Н-Н (г) + О = О (г)2Н-О-Н (г).Известно, что для реакции с участием всех веществ в газообразном состоянииэнтальпия может определяться по следующей формуле:ΔН о 298,р-ции = ΣЕ св.исх.в-в ΣЕ св.продуктов ;ΔН о 298,р-ции =о298,H2O(г)2 H= -241,6·2 = -483,2 кДж;ΔН о 298,р-ции = 2Е Н-Н + Е О-О – 4Е Н-О ,2EoН - НEOO ΔH298,р цииоткуда Е Н-О ==42 434,72 493,24 ( 483,2)461,47 кДж/моль.4Задача № 3. Расчет энтальпии гидратации.Пример. Известны энтальпии растворения безводного сульфата меди(-66,46 кДж/моль) и кристаллогидрата CuSO 4·5H 2 O (+11,7 кДж/моль). Определитьэнтальпию гидратации CuSO 4 .CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4·5H 2 O,Ho298,hCuSO– ?4Решение. Реакция гидратации может быть представлена как алгебраическаяразность двух реакций:CuSO 4 + nH 2 OСuSO 4·5H 2 O + (n-5)H 2 OСuSO 4 + 5H 2 OCuSO 4 (раствор)СuSO 4·5H 2 OCuSO 4 (раствор)85

или в виде следующей схемы:+5H 2 O(1)CuSO 4·5H 2 O(2)+ (n-5)H 2 OCuSO 4+ nH 2 O(3)CuSO 4 (раствор)Согласно закону ГессаилиoΔH298,hCuSO 4ОтсюдаΔН (1) + ΔН (2) = ΔН (3)oΔH298,растворен.CuSO 4 5Н 2 ОoΔH298,hCuSO 4oΔH298,растворен.CuSO . .4oΔH298,растворен.CuSO 4oΔH298,hCuSO4oΔH298,растворен.CuSO 4= 66,46 – 11,7 = 78,16 кДж/моль.5Н2О,Пример. Определить изменение энтропии системы в ходе следующей реакции:Задача № 4. Расчет энтропии реакции.2ZnO (к) + С (графит)2Zn (к) + СО 2(г).Стандартные значения энтропий, участвующих в реакции веществ, следующие:SS0298,ZnO0298,Zn43,5 Дж/(моль К);41,59 Дж/(моль К);SS0298,C0298,CO 25,74 Дж/(моль К);213,6 Дж/(моль К).86

Решение. Рассчитаем энтропию реакции по формулеΔSΔSΔS0298,р0298,р0298,рциициицииΣSS0298,продуктов0298,CO22SΣS0298,Zn0298,исходных213,6 2 41,59 2 43,5 5,74 204,04 Дж/К.(2S;0298,ZnOS0298,C);Задача № 5. Расчет изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса)реакции.Пример 1. Определить изменение изобарно-изотермического потенциаласистемы в стандартных условиях в ходе следующей реакции:С (графит) + СО 2(г) 2СО (г) ,если изменение энтальпии системы в ходе этой реакции ΔН 0 298,р = 175 кДж, аизменение энтропии ΔS 0 298,р = 188,5 Дж/К (0,1885 кДж/К). Возможна ли даннаяреакция в стандартных условиях? Каков ее характер?Решение. Подставим значения ΔН 0 298 и ΔS 0 298 в уравнение Гиббса:ΔG = ΔН – TΔS,если Т = 298 К, тогдаΔG 0 298,р-ции = 175 - 298·188,510 -3 = 118,8 кДж; ΔG 0 298,p > 0.В стандартных условиях эта реакция термодинамически невозможна.Чтобы ответить на вопрос, каков характер этой реакции и возможна лиона в каких-либо условиях, отличающихся от стандартных, необходимо изучитьзнаки ΔН и ΔS этой реакции (табл.5).Таким образом, исследуемая реакция, знаки ΔН и ΔS которой положительны,обратимая. Высокие температуры способствуют протеканию этой реакциив прямом направлении. Реакция, являясь невозможной в стандартныхусловиях, становится возможной при определенных высоких температурах.87

Таблица 5Характер реакции в зависимости от значений ΔН и ΔS реакцииЗнак Знак ЗнакΔН р ΔS р ΔG рХарактер реакции- + - Реакция необратима и протекает до конца в прямом направлении+ - + Реакция необратима и протекает до конца в обратномнаправлении- - ? Реакция обратима. Низкотемпературный режим способствуетпротеканию реакции в прямом направлении, а высокотемпературный– в обратном направлении+ + ? Реакция обратима. Низкотемпературный режим способствуетпротеканию реакции в обратном направлении, а высокотемпературный– в прямом направленииПример 2. Определить энергию Гиббса реакции:3SnO (к) + 2Al (к) 3Sn (к) + Al 2 O 3(к) ,зная значения стандартных изобарно-изотермических потенциалов веществ,участвующих в реакции:GG0298,Al 2 O 30298,SnO1580 кДж / моль;256,7 кДж / моль.Решение. Формула для расчета энергии Гиббса (изобарноизотермическогопотенциала) химической реакции по значениям изобарноизотермическихпотенциалов, участвующих в реакции веществ,ΔG0298,рцииДля изучаемой реакцииΔG0298,рцииΣΔGΔG0298,продуктов0298,Al2O33ΔΔΣΔG0298, SnO0298, исходныхТак как значения изобарно-изотермических потенциалов простых веществв стандартных условиях приняты равными 0,..ΔG0298,рции15803(256,7)809,9кДж;ΔG0298, р0.88

В стандартных условиях реакция термодинамически возможна.Пример 3. Определить приблизительно, при какой температуре реакцияС (графит) + Н 2 О (г)89СО (г) + Н 2(г)становится термодинамически возможной (G 0 298,р-ции ≤ 0).Примечание. Предполагается, что изменение величин ΔS 0 p и ΔН 0 p незначительнос изменением температуры, поэтому принимается:ΔS 0 Т,Р = ΔS 0 298,р-ции ; ΔН 0 Т,Р = ΔН 0 298,р-ции .В действительности эти величины неравны, поэтому для более точныхрасчетов производится определение ΔS 0 Т,р и ΔН 0 Т,р по соответствующим законам.ΔHSSИзвестны следующие величины:0298,CO0298,C0298,CO110,5 кДж/моль;5,7 Дж/(мольK);197,4 Дж/(мольK);ΔHSS0298,H0298,H0298,H222OOгазгаз188,7130,6241,8кДж/моль;Дж/(мольДж/(мольРешение. Рассчитаем энтропию реакции в стандартных условиях:S0298,рцииS0298,COS0298,H2(S0298,H2OS0298, C= (130,6 + 297,4) – (188,7 + 5,7) = 133,6 Дж/К = 0,134 кДж/К.Рассчитываем энтальпию реакции в стандартных условиях:H0298,р110,5H0298,CO241,8H0298,H2O131,3 кДж.Энергия Гиббса реакции в стандартных условиях:ΔG0298,р131,3ΔH2980298,p0,134TΔS0298, p91,4 кДж.В стандартных условиях изучаемая реакция термодинамически невозможна,однако она обратима, и высокие температуры способствуют протеканиюреакции в прямом направлении. Определяем приблизительно температуру,при которой реакция становится термодинамически возможной, при этом принимаем,что термодинамические функции состояния не изменяются при изменениитемпературы:K).)K);

ΔH 0 T,p = ΔH 0 298,р = 131,3 кДж;TΔS 0 T,р = ΔS 0 298,р = 0,134 кДж/K;ΔHΔSΔG 0 T,р = H 0 T,P – T ΔS 0 T,р ;ΔG 0 T,р = 0;ΔH 0 T,р – T ΔS 0 T,р = 0;0T,P0T,P;T131,3;0,134T980 K.Задача № 6. Расчеты по химическому сродству.Пример 1. Можно ли использовать магний для получения титана по следующейреакции:TiCl 4(к) + 2Mg (к) Ti (к) + 2MgCl 2(к) ?Известны изобарно-изотермические потенциалы соединения:ΔGΔG0298,TiCl40298,MgClк2к-175,8 кДж/моль;-141,4 кДж/моль.Решение. Можно подтвердить возможность реакции расчетом ее энергииГиббса, однако более удобно использовать понятие химического сродства.Энергия Гиббса бинарного соединения, отнесенная к единице химическойсвязи, характеризует химическое сродство друг к другу двух химических элементов,образующих химическую связь.Чем более отрицательна величина энергии Гиббса, отнесенная к единицехимической связи одного элемента с рядом других элементов, тем выше егохимическое сродство к этим элементам:GG0298,Mg-Cl0298,Ti-Cl141,42175,8470,743,95кДж/моль;кДж/моль.Можно заключить, что химическое сродство хлора к магнию более высокое,чем к титану. Таким образом, реакция TiCl 4 с магнием термодинамическивозможна в стандартных условиях.90

Пример 2. Какой оксид среди перечисленных термически более стабилен?Известно следующее:GGG0298,ZnO0298,CdO0298,HgO- 319,8 кДж/моль;- 226,1 кДж/моль;- 58,5 кДж/моль.Решение. Термическая стабильность определяется отношением к реакцииразложения:2МеО 2Ме + О 2 .Оксид является термически более стойким, если он менее склонен к реакцииразложения.Величины энергии Гиббса оксидов характеризуют именно данную реакцию(обратная реакция является реакцией образования оксида из простых веществ).Таким образом, чем более отрицательны величины ΔG оксидов, тем онитермически более стойки. Иначе, используем понятие химического сродства:чем более отрицательно значение энергии Гиббса оксида, отнесенной к единицесвязи «металл-кислород», тем больше химическое сродство металла к кислороду,а значит, оксид термически более стойкий.В изученных оксидах число связей Ме=О одинаково, значит сравниваемвеличины энергий Гиббса самих оксидов.Сравнение дает следующий результат:- термически более стойкий оксид цинка;- термически менее стойкий оксид ртути.Известно, что при нагревании оксид ртути разлагается:2HgOt2Hg + O 2 .6.2. Задачи для самостоятельного решения1. При соединении 2,1 г железа с серой выделилось 3,77 кДж тепла. Рассчитатьтеплоту образования сульфида железа FeS.2. Определить стандартную теплоту образования РН 3 исходя из уравнения:2РН 3(г) + 4О 2(г) Р 2 О 5(кр) + 3Н 2 О (ж) + 2360 кДж;91

ΔHΔH0298,P20298,HO25O ж1492 кДж/моль;285,8 кДж/моль.3. При восстановлении 12,7 г CuO углем (с образованием СО) поглощается8,24 кДж тепла. Найти ΔН 0 298,Cu, если ΔН 0 298,CО = -110,5 кДж/моль.4. Не производя вычислений, найти знак ΔS следующих процессов:а) 2NH 3(г) = N 2(г) + 3H 2(г) ;б) CO 2(к) =CO 2(г) ;в) H 2 S (г) + 3O 2(г) = 2H 2 O (ж) + 3SO 2(г) .что5. Вычислить ΔG 0 298 реакции Fe 2 O 3(к) + CO (г) Fe (к) + CO 2(г), зная,GGG0298,Fe2O30298,CO0298,CO2110,3 кДж / моль;137,1 кДж / моль;394,4 кДж / моль.6. Можно ли восстановить водородом до свободного металла при 298 Кследующие оксиды: CaO, ZnO, Al 2 O 3 ?7. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ7.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Написать математическое выражение скорости прямой и обратнойреакций:1) 2СО + О 2 ⇄ 2СО 2 ;2) CO + Cl 2 ⇄ COCl 2 ;3) 2SO 2 + O 2 ⇄ 2SO 3 .Пример. Для реакции 2СО + О 2 ⇄ 2СО 2 согласно закону действия массвыражения скоростей реакции следующие:ν пр = k пр [CO] 2 [O 2 ],92

где k пр – константа скорости прямой реакции;[CO] и [O 2 ] – соответственно концентрации СО и О 2 ;ν обр = k обр [CO 2 ] 2 ,где k обр – константа скорости обратной реакции;[CO 2 ] – концентрация CO 2 .Задача № 2. Определить начальную скорость реакции с константой скоростипрямой реакции k в растворе, полученном смешением 2 л 0,6 Мраствора СН 3 СООН и 3 л 1 М раствора NH 4 OH.Решение. Уравнение химической реакции, происходящей в смеси двухрастворов, следующее:NH 4 OH + CH 3 COOH ⇄ NH 4 CH 3 COO + H 2 O.Согласно закону действия масс выражение скорости химической реакцииν пр = k [NH 4 OH] [CH 3 COOH].Для определения скорости реакции необходимо знать величину концентрацийвеществ NH 4 OH и CH 3 COOH в момент их смешения. Для этого определимобъем смеси двух растворов:V общ = V 1 +V 2 = 2 + 3 = 5 л.Зная, что в исходном растворе уксусной кислоты содержится 0,6·2 ==1,2 моль CH 3 COOH, находим ее концентрацию в смеси:COOH CH 31,2 моль5 л0,24моль / л.В исходном растворе гидроксида аммония содержится 1·3=3 мольNH 4 OH, значит, концентрация его в смесиOH NH 43 моль5 лОпределяем начальную скорость реакции:0,6 моль / л.ν пр = k [NH 4 OH] 2 [CH 3 COOH] = k·0,24·0,6 = 0,114 k.93

Задача № 3. Как изменится скорость прямой реакции2СО + О 2 ⇄ 2СО 2 ,если давление увеличить в 3 раза?Решение. Предположим, что в начальный момент до повышения давленияконцентрации реагирующих веществ следующие:[CO] = a; [O 2 ] = b.Скорость реакции, определяемая по закону действия масс, до повышениядавления равна:ν = k [CO] 2 [O 2 ] = k a 2 b.Согласно уравнению Менделеева-Клапейрона pV = nRT. Повышениедавления в 3 раза приводит к повышению концентрации каждого компонента в3 раза.Таким образом, после повышения давления концентрации реагирующихвеществ станут равными:[CO] = 3 a; [O 2 ] = 3 b.Скорость реакции после повышения давленияν 1 = k [CO] 2 [O 2 ] = k (3a) 2 3b = 27 k a 2 b.Повышение скорости реакции будет следующим:ν1V27 k a2k a2bb27.При повышении давления в 3 раза скорость прямой реакции увеличиваетсяв 27 раз.Задача № 4. Во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличениитемпературы с 50 до 90 о С? Температурный коэффициент реакции γравен 2,5.Решение. Согласно правилу Вант-Гоффаt- t90 - 50VtV2γ 10 t24; 2,5 10 2,5VVt121t139,06.94

Аррениуса:Задача № 5. Константа скорости реакции разложения HI равна7,96·10 -7 мин -1 при 280 о С и 3,26·10 -6 мин -1 при 300 о С. Определитьэнергию активации, константу скорости при 310 о С и температурныйкоэффициент скорости реакции.Решение. Воспользуемся формулой, являющейся производной уравнениягдеK T 1= 7,96·10 -7 мин -1 ;Т 1 = 553 К;K = 3,26·10 -6 мин -1 ;T2Т 2 = 573 К;R = 8,31 Дж·моль -1·К -1 .T T Kо Е акт = 2,3R1 2 Tlg 2,T2T1K T 1553 573 3,26 10Е акт = 2,3·8,31 lg6573 553 7,96 10= 183,61 кДж·моль -1 .6= 183610 Дж·моль -1 =Теперь, зная энергию активации, можно рассчитать константу скоростиреакции при 310 о С:Т 2 = 573 К;K = 3,26·10 -6 мин -1 ; ТT3 = 583 К;2Е акт =183610 Дж·моль -1 ;K – ?T3KT T T T TЕ акт = 2,3R2 3lg32,3R2 3(lg K lgK ).T T K T T T TlgKОтсюдаT33lgK2Eакт ( T32,3R TT32183610 102,3 8,31 573 583T2TT32 )Eакт ( T32,3R TlgK2lg3,26TT33T32 )1062lgKlgKT 2T 20,2876;;35,487325,2;95

K T = 6,31·10 -6 мин -1 .3Определяем температурный коэффициент по следующей формуле:KT2KT1γ96T2-T10 1 ;T2- T1Отсюда lgKlgK lgγ;T T2 1 10lgγ10(lgK lgK )T T2 1T - T215,4873 6,0992γ 2,02.610(lg3,26 105730,3058;lg7,96 10553Задача № 6. Написать математические выражения констант равновесияследующих реакций:а) H 2 + I 2 ⇄ 2HI; б) CO + H 2 O ⇄ CO 2 + H 2 ;в) FeO + CO ⇄ Fe + CO 2 ; г) 2C + O 2 ⇄ 2CO.Решение. а) Для гомогенной реакции H 2 + I 2 ⇄ 2HIK[HI][H ] [Iб) Для гетерогенной реакции FeO + CO ⇄ Fe + CO 222[CO ][CO]K2так как концентрации твердых веществ не входят в выражение константы равновесия.Задача № 7. В состоянии равновесия системы N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 при2определенной температуре концентрации участвующих в равновесиивеществ следующие: [N 2 ] = 0,05 моль/л; [Н 2 ] = 0,5 моль/л; [NH 3 ] ==0,04 моль/л. Рассчитать константу равновесия этой реакции..],7)

[NH 3 ]Решение. K.3[N ] [H ]222Подставим в выражение константы равновесия значения равновесныхконцентраций:K0,040,0320,530,00160,427.0,03 0,125Задача № 8. Константа равновесия реакции FeO (к) + CO (г) ⇄ Fe (к) + CO 2(г)при 1000 о С равна 0,5. Исходные концентрации СО и СО 2 равны соответственно0,05 моль/л и 0,01 моль/л. Рассчитать их концентрации всостоянии равновесия.Решение. Предположим, что в ходе реакции до момента установлениясостояния химического равновесия концентрация CO уменьшается на Х моль/л.Тогда в состоянии химического равновесия концентрации СО и СО 2 будут следующими:[CO] = 0,05 – X;[СО 2 ] = 0,01 + X.Математическое выражение константы равновесия данной реакции:[CO ].[CO]K2Отсюда находим значение Х:0,01 X0,5X 0,01.0,05 - XВ состоянии равновесия значения концентрации будут следующими:[CO] = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л;[СО 2 ] = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.Задача № 9. Для реакции H 2 + I 2 ⇄ 2HI рассчитать константу равновесияв стандартных условиях.Решение. Между энергией Гиббса и константой равновесия существуетследующая взаимосвязь:ΔG 0 p = - R Т ln K = - 2,303 R T lg K.97

Рассчитываем вначале значение ΔG 0 p:ΔG 0 298,HI = 1,3 кДж/моль;ΔG 0 298,p = 2ΔG 0 298,HI = 2 · 1,3 = 2,6 кДж.Находим значение константы равновесия реакции в стандартных условиях[Т = 298К, R = 8,31 Дж/(моль·К)]:ΔG 0 298,p = -2,303 R T lg K;lg KΔG0298,p2,303 R T2,6 10000,456; K 0,35.2,303 8,31 198Задача № 10. В каком направлении сместится равновесие следующиххимических реакций:1) а) 2H 2 S ⇆ 2H 2 + 2S, ΔH 0 298,p = 9,6 ккал/моль;б) N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 , ΔH 0 298,p = 15,9 ккал/моль;в) PCl 5 ⇆ PCl 3 + Cl 2 , ΔH 0 298,p = -31,0 ккал/моль,если увеличить температуру?2) а) FeCl 3 + 3KCNS ⇆ Fe(CNS) 3 + 3KCl;б) 4HCl (г) + O 2(г) ⇆ 2H 2 O (г) + 2Cl 2(г)если увеличить концентрацию FeCl 3 для реакции а и уменьшить концентрациюH 2 O для реакции б?3) а) H 2 + I 2 ⇆ 3HI; б) 2CO + O 2 ⇆ CO 2 ;в) 2SO 2 + O 2 ⇆ 2SO 3 ; г) 2SO 3 ⇆ 2SO 2 + O 2 ;д) CaCO 3(т) ⇆ CaO (т) + CO 2(г) ,если увеличить давление?Решение. Воспользуемся принципом Ле Шателье.1) Увеличение температуры смещает химическое равновесие в направленииэндотермической реакции, а уменьшение температуры – в направлении экзотермическойреакции.Для реакции 2H 2 S ⇆ 2H 2 + 2S, являющейся эндотермической (ΔН 0 р > 0),увеличение температуры смещает равновесие в сторону прямой реакции (→).98

2) Увеличение концентрации одного из участвующих в равновесии веществсмещает химическое равновесие в сторону реакции, уменьшающей концентрациюэтого вещества.Уменьшение концентрации одного из участвующих в равновесии веществсмещает химическое равновесие в сторону реакции, увеличивающей концентрациюэтого вещества.Для реакции FeCl 3 + 3KCNS ⇆ Fe(CNS) 3 + 3KCl увеличение концентрацииFeCl 3 , являющегося реактивом, смещает равновесие в сторону реакции,уменьшающей его концентрацию, т.е. в прямом направлении ( →).3) Увеличение давления смещает химическое равновесие в направленииреакции, вызывающей уменьшение объема системы, т.е. в сторону реакции суменьшением числа газообразных молекул.Для реакции 2SO 3 ⇆ 2SO 2 + O 2 увеличение давления смещает равновесиев сторону обратной реакции (←), так как число молекул исходных веществ(2 молекулы SO 3 ) меньше, чем число молекул продуктов реакции (2 молекулыSO 2 + 1 молекула O 2 , итого 3 молекулы).7.2. Задачи для самостоятельного решения1. Написать выражение скорости химических реакций:NH 3 + O 2 → N 2 + H 2 O; CO 2 + C (тв) → CO; Mg (тв) + O 2 → MgO (тв) .2. Во сколько раз возрастет скорость химической реакцииС (тв) + 2Н 2 = СН 4 , если увеличить концентрацию водорода в 2 раза ?3. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 1,5.Во сколько раз увеличится скорость данной реакции при повышении температурына 30 о С?4. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакцииувеличилась в 81 раз, если температурный коэффициент скорости равен3?5. Определить, как изменится скорость прямой реакции2SO 2 + O 2 ⇆ 2SO 3 , если общее давление в системе увеличить в 4 раза.99

6. Написать выражение константы равновесия для реакций:С (тв) + СО 2 ⇆2СО; 2SО 2 + О 2 ⇆ 2SО 3 ;3Fe 2 O 3 + H 2 ⇆ Н 2 О (пар) + 2Fe 3 O 4 .7. Начальные концентрации веществ, участвующих в реакцииN 2 + H 2 → NH 3 , равны: [N 2 ] = 0,2 моль/л; [Н 2 ] = 0,3 моль/л; [NH 3 ] = 0 моль/л.Как изменится скорость химической реакции, когда концентрация аммиакастанет 0,1 моль/л ?8. При некоторых температуре и давлении в сосуде емкостью 0,5 лнаходится 0,03 моль диоксида азота. Вычислить константу скорости k 1 прямойреакции, протекающей по уравнению 2NO 2 ⇆ N 2 O 4 , если скорость реакции приданных условиях равна 1,08 моль/(л·с).9. Рассчитать энергию активации реакции, если константы скорости этойреакции при 273 и 280 К соответственно равны 4,04·10 -5 и 7,72·10 -5 с -1 .10. В сосуд объемом 0,5 л было помещено 0,5 моль Н 2 и 0,5 моль азота.При некоторой температуре к моменту равновесия образовалось 0,02 моль аммиака.Вычислить константу равновесия данной системы.11. При наступлении равновесия в реакции СО 2 + Н 2 ⇆ СО + Н 2 О (пар)концентрации веществ составляют: [CO 2 ] – 0,004 моль/л; [H 2 ] – 0,001 моль/л;[CO] – 0,02 моль/л; [H 2 O] – 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия ипервоначальные концентрации СO 2 и Н 2 . Концентрации СО и H 2 O в начальныймомент равны 0.12. Константа равновесия К реакции 2NO 2 ⇆ N 2 O 4 при некоторой температуреравна 0,3. Вычислить концентрации компонентов системы при наступленииравновесия, если первоначальная концентрация NO 2 равна 9,2 г/л.13. Рассчитать константу равновесия химической реакции при 300 К,если стандартная энергия Гиббса реакции при этой температуре равна-57,3 кДж/моль.14. Определить стандартную энергию Гиббса химической реакции при1000 К, если константа равновесия равна 10 10 .100

8. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ. РАСТВОРЫНЕЭЛЕКТРОЛИТОВ. РАСТВОРИМОСТЬ8.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Расчеты по процентной концентрации растворов.Формула, выражающая процентную концентрацию раствора –C %mmp.врвара100 %,где m р.в-ва – масса растворенного вещества;m р-ра – масса раствора, m р-ра = m р.в-ва + m р-ля .Пример 1. Рассчитать процентную концентрацию раствора, полученногорастворением 80 г сахара в 160 г воды.Решение. m ра mHO mсахара80 160 240 г.р 280C % 100 33,3 %.240Пример 2. Рассчитать массы поваренной соли и воды, необходимые дляприготовления 250 г 2,5%-ного раствора.mрра С%Решение. mр.вва;100 %mH2OmmNaClр-ра250 2100mNaCl6,25 г.2506,25243,75 г.Пример 3. Рассчитать концентрацию раствора, полученного смешением300г 10%-ного раствора хлороводорода и 400г 20%-ного раствора хлороводорода.Решение. Определяем массы растворенной HCl в каждом растворе:m"m"HClHClm'рm"100 %ррараС' %100 %С" %300 10100400 2010030 г;80 г.101

После смешиванияm HCl = m′ HCl + m′′ HCl = 30 + 80 = 110 г;m р-ра = m′ р-ра + m′′ р-ра = 300 + 400 = 700 г.Определяем концентрацию полученного раствора:C %mHClmр100 %ра110 10070015,7 %.Пример 4. Какова концентрация серной кислоты в растворе, полученномсмешиванием 200г 10%-ного раствора серной кислоты и 100г 5%-ного растворасульфата натрия?Решение. Масса полученного раствора определяется как сумма масс смешанныхрастворов:m р-ра = m′ р-ра + m′′ р-ра = 200 + 100 = 300 г;mрра С% 200 10mH20 г.2SO4100 % 100Далее определим концентрацию серной кислоты в полученном растворе:C %mmH2SO4рра100 %20 1003006,67 %.Задача № 2. Расчеты по молярной концентрации (молярности) раствора.Формула для расчета молярности раствора –Cmр.вMр.ввава1000,Vгде С – молярность раствора, моль/л;m р.в-ва – масса растворенного вещества, г;М р.в-ва – молярная масса растворенного вещества, г/моль;V – объем раствора, мл; если объем выражается в литрах, тогда вформуле исчезает коэффициент 1000.Пример 1. Какая масса серной кислоты необходима для приготовления2 л 2-молярного раствора?102

Решение.M H 2 SO 4= 98 г/моль;раствора?m р.в-ва = С М р.в-ва V ;m H 2 SO 4= 2 · 98 · 2 = 392 г.Пример 2. 250 мл раствора содержат 7г КОН. Какова молярность этогоРешение. М КОН = 56 г/моль;CmMKOHKOH1000V7 100056 2500,5 моль/л.Задача № 3. Расчеты по нормальной концентрации (нормальности) раствора.Для расчета нормальности пользуемся следующей формулой:Cнmр.вЭр.ввава1000,Vгде С н – нормальная концентрация раствора;Э р.в-ва – эквивалентная масса растворенного вещества.Пример. Какая масса фосфорной кислоты необходима для приготовления2 л 0,1н раствора?Решение.ЭН3РО4mHMН33РО498332,7 г/моль;m р.в-ва = С н Э р.в-ва V;3 PO 40,132,726,54 г.Задача № 4. Расчеты по разбавлению растворов.Выведем формулу для расчетов при разбавлении растворов, учитывая,что концентрация как исходного, так и приготовленного растворов может бытьвыражена любым способом (С %, С, С н ), а также исходя из того, что при разбавлениирастворов постоянной остается масса растворенного вещества.Для раствора, концентрация которого выражена в процентах,103

mp.вваC % mр100%ра,а так как m р-ра = Vρ ,C % Vрра ρр-рато mр.вва,100%где ρ р-ра – плотность раствора, г/мл.Для молярной концентрацииC Mр.вва Vрmр.вва1000Для нормальной концентрацииC н Эр.вва Vmр.вва1000Приравниваем правые части уравнений:C % Vрраρр-раCMр.вва100%1000VррарраC.ран.Эр.вва1000Vрра.Пример. Сколько миллилитров 98%-ного раствора серной кислоты(ρ = 1,84 г/мл) необходимо для приготовления 300 мл 3 н раствора этой кислоты?Решение. Воспользуемся первым членом приведенного выше уравнениядля концентрированного исходного раствора кислоты и третьим членом – дляприготовления разбавленного раствора серной кислоты:C % Vра100%где С% = 98 %;С н = 3 экв/л;рρр-раC104нЭH2SO41000V р-ра – неизвестный объем исходного раствора;V′′ р-ра = 300 мл;ЭH 2SO 449 г/моль.Cн H2SO4р раОтсюда Vрра;C% 1000 ρрраЭVVрра100%,

Vрра3 49 300 10098 1000 1,8424,46 мл.Задача № 5. Расчеты по переходу от одного способа выражения концентрацииданного раствора к другому.При переходе от одной концентрации данного раствора к другой остаютсяпостоянными не только масса растворенного вещества, но и объем раствора,т.е.V р-ра = V′ р-ра = V′′ р-ра .Предыдущая формула принимает следующий вид:C% ρр-раC Mр.вва CнЭр.вва.100 % 1000 1000Пример. Определить молярность 36,5%-ного раствора соляной кислоты(ρ=1,18 г/мл).Решение. Воспользуется первым и вторым членами последнего уравненияи выведем выражение для определения молярности:CC% ρ100 %р-раM1000HCl36,5 1,18 100011,8 моль/л.1000 36,5Задача № 6. Расчеты по законам Рауля. Давление паров разбавленногораствора.По закону Рауля, понижение давления пара Δр над раствором прямо пропорциональномольной доле растворенного вещества:Δр = р 0 1 N,где р 0 1 – давление пара чистого растворителя;N – мольная доля растворенного вещества,NnMвгде n M – число молей растворенного вещества и растворителя.nваM105вваnMΔр = р 0 1 – р 1 ,где р 1 – давление паров растворителя над раствором.рля,

ОтсюдаΔр – р 1 = р 0 1 N; р 1 = р 0 1 (1 – N).Пример. Определить давление насыщенных паров раствора, содержащего45 г глюкозы (С 6 Н 12 О 6 ) в 720 г воды при 25 о С. Давление насыщенного параводы при 25 о С равно 3153,4 Па.Решение. Рассчитываем мольную долю растворенного вещества:NCn6M,CH12n6OM,HH6122OO6nM,HmMmMn2CCOHH6622OHHM,CO12126nOOH6720 г40 моль;18 г/моль612M,CO66H45 г0,25 моль;180 г/моль0,250,0062.0,25 40Определяем давление паров воды над раствором:P 1 = P 0 1 (1-N) = 3153,4 (1-0,0062) = 3133,8 Па.12O6Задача № 7. Расчеты по понижению температуры замерзания растворов.По закону Рауля понижение температуры замерзания прямо пропорциональномоляльной концентрации раствора:Δt = К к С m ,где К к – криоскопическая постоянная растворителя;С m – моляльная концентрация раствора (число молей растворенноговеществаmMвввав 1000 г растворителя),ваCmmMр.в вар.в ваПример. Рассчитать температуру замерзания 3%-ного водного раствораэтиленгликоля (НОСН 2 – СН 2 ОН), К к = 1,853.106m1000к р.в ваОтсюда t.Mр.вва mрляКmрля.1000

Решение. Выведем формулу для перехода от процентной концентрации кмоляльности раствора.Для процентной концентрацииДля моляльностиОтсюдаmC %р.вmm100 %Cmварр.враваCmCC %C %Mm100 % Mmр100 %р.вва1000Mр.в1000 mр.враmва1000Если принять m р-ра за 100, тогда m р-ля = 100 – С %.CmMр.вваC % 1000(100 %варmрр.раmлярля.;.C %)Находим моляльность рассматриваемого раствора:Cm(1003 10003) MC2H6O23 100097 62ля.= 0,5 моль/1000 г р-ля.Рассчитаем понижение температуры замерзания раствора:Δt = К к С m = 1,853 · 0,5 = 0,92 o .Температура замерзания водного раствораt р-ра =t H 2 O – Δt = 0 – 0,92 = – 0,92 o C.Задача № 8. Расчеты по повышению температуры кипения растворов:ΔtKэCm1000 mгде Δt – повышение температуры;К э – эбуллиоскопическая константа растворителя.107KэMр.ввар.вmвар-ль,

Пример. Рассчитать температуру кипения 0,1 молярного водного раствораглюкозы (К э = 0,516).Решение. Формула для перехода от молярной концентрации к моляльной –Cm1000 ρр1000 CC MТак как раствор разбавленный, то принимаем ρ = 1 г/мл, тогдаCm1000 0,11000 0,1 180MC6H12O6рар.вва0,102 моль /1000 г р ля;180 г / моль.Определяем повышение температуры кипения раствора:Δt = К э С m = 0,516·0,102 = 0,053 o .Температура кипения этого раствораt р-ра =t + Δt = 100 + 0,053 = 100,053 o C.кип.Н2 О.Задача № 9. Расчеты по уравнению химической реакции, протекающей врастворе.Для химического уравнения общего видаaA + bB = cCверно следующее соотношение числа эквивалентов:n Э,А = n Э,В = n Э,С .Если участвующие в реакции вещества взяты в виде растворов и еслиих концентрации выражены:а) для вещества А – С %;б) для вещества В – С (молярность);в) для вещества С – С н (нормальность),тогда массы и число эквивалентов каждого из веществ, находящихся в определенныхобъемах растворов этих веществ, определяются по формулам:mAC% V'рра100%ρрра;108

nЭ, AnnЭ, BЭ,CmmCmЭBAAmЭmЭCCBBCC MнC% V'ЭB109рра100% ЭV"1000C MСрBраV' '100% ЭV' ''1000CнЭрСра1000ρA;рV' ''Так как числа эквивалентов, участвующих в реакции веществ, равнымежду собой, то можно записать:nЭC% V'рра100% ЭρAрраCMBV' 'р1000 ЭВB;рраррарара;;.CнV'' ' р1000Если концентрации участвующих в реакции веществ выражены в нормальности,то формула для расчетов приобретает вид:C'нV'рраC''Пример 1. Какой объем 0,2 н раствора щелочи необходим для осаждения2,708 г хлорида трехвалентного железа в виде гидроксида железа?Решение. Предложенный метод не требует обязательного написаниянV''уравнения реакции для осуществления таких расчетов.3NaOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3NaCl;mFeCl С3 н, NaOHЭ1000FeCl3nЭ,FeCl3m 1000FeClОтсюда V3 ;NaOH Э СFeCl н, NaOH3Э FeCl 3VNaOHFeCl 332,70054,1162,5310000,2рра.VNaOH54,1 г/моль;250 мл..ра.

Пример 2. Для нейтрализации 20 мл 2-молярного раствора H 2 SO 4 необходимо8 мл раствора щелочи. Какова нормальность щелочи ?Решение. Формула для расчета –Так какCH2SO4MЭЭH2SO4MH2SO4H2SO4= n Н – числу атомов водорода, участвующих в реак-H2SO4ции, то формула примет видV1000H2SO4C н,NaOHV1000NaOH.CH2SO4nHVH2SO4C н,NaOHVNaOH,откудаC н,NaOHCH2SO4VnHVNaOHH2SO422 20810 моль/л.Пример 3. Какой объем 80 %-ного раствора H 2 SO 4 (ρ = 1,72 г/мл) необходимдля реакции с 200 мл 1,5-молярного раствора Ba(OH) 2 ?Решение. Формула для расчета –C% VH2100 ЭHSO4ρрSO2 4раCBa(OH)2MBa(OH)2Э1000Ba(OH)2VBa(OH)2.Так какM Ba(OH)2Э Ba(OH)2= n OH , где n OH – число групп ОН, участвующих вC% V ρ C n VH SO р ра Ba(OH) OH Ba(OH)реакции, то 2 422.Э10ОтсюдаHSO24110

VH2SO4CBa(OH)2nOHVBa(OH)210 C% ρ р - раЭH 2 SO 498ЭH 2 SO 449 г/моль;21,5 2 200 49VH 2 SO 421,37 мл.10 80 172;Пример 4. Какой объем 0,2 н раствора щелочи необходим для реакцииосаждения Al(OH) 3 с 200 мл 0,6 н раствора AlCl 3 ?Решение. Формула для расчета –C H, NaOHV NaOHC H, AlCl3; V AlCl3V NaOHC H, AlCl3 V AlCl3C H, NaOH200 0,60,2600 мл.Пример 5. Смешивается 300 мл 0,5 М раствора хлорида бария со 100 мл6 %-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,04 г/мл). Какова масса полученногоосадка?бария.Решение. BaCl 2 + H 2 SO 4BaSO 4 + 2HCl, полученный осадок – сульфатТак как указаны количества обоих реагирующих веществ, то необходимоопределить вещество, взятое в избытке.n Э,BaCl2C BaCl21000M BaCl2Э BaCl2V BaCl20,5 2 30010000,3 моль.n Э,H2 SO 4C% V H2 SO ρ 4 в100 Э H2 SO 4ва61001001,04490,128 моль.Таким образом, BaCl 2 взято в избытке:nЭ,BaCl2n .Э,H SO2 4Дальнейший расчет производим по веществу, взятому в недостатке, т.е.по серной кислоте.Так какn Э,H 2 SO 4n Э,BaSO40,128моль,111

mBaSO4находим массу BaSO 4 : nЭ,BaSO,4ЭBaSOоткудаm BaSO4 n Э,BaSO4 Э BaSO4 ;4Э BaSO 4m BaSO 4M BaSO4116,5 г/моль;20,128 116,5 14,9 г.Задача № 10. Расчеты по растворимости твердых веществ в жидкостях.Основная формула для выражения растворимости твердого вещества вжидкости –Rtвваmmр.в вар ля112100,tгде R в ва – растворимость вещества при данной температуре;m р.в-ва – максимально возможная масса вещества, растворенного в100 г растворителя при данной температуре, г.Пример 1. Для приготовления насыщенного раствора KCl при 40 о С взято50г воды и 20г KCl. Какова растворимость KCl в воде при данной температуре?40 m 20Решение. RKClKCl100 100 40 г/100 г Н2О.mHO 502Пример 2. В 300г горячей воды растворено 219г K 2 Cr 2 O 7 . Найти массукристаллов K 2 Cr 2 O 7 , полученных при охлаждении приготовленного горячегораствора до 20 o C. Известно, что растворимость K 2 Cr 2 O 7 при 20 o C равна 13,1 гна 100 г воды.Решение. Определяем, сколько может быть растворено K 2 Cr 2 O 7 в 300 гводы при 20 о С:20mK2Cr2O7R100,K2Cr2O7mHO2

откудаmK2Cr2O7mH2OR20K Cr O100227300 13,110039,3 г.Масса кристаллов – это разность массы растворенного вещества в горячемрастворе и массы растворенного вещества в охлажденном растворе (рис.3):m крист = 219 г – 39,3 г = 179,7 г K 2 Cr 2 O 7 .НасыщенныйрастворR,г/100 г р- ля80Зона пересыщенногораствораI40602Зона ненасыщенногораствора2020 40 60 80 100C OРис.3 – Графическое изображение процесса выпадения кристаллов приохлаждении раствора:1 – участок охлаждения ненасыщенного раствора от заданной температурыдо температуры образования насыщенного раствора;2 – участок охлаждения насыщенного раствора до заданной температурыс уменьшением растворимости вещества, что приводит к его кристаллизации(в данном случае мы предполагаем, что пересыщенный раствор необразуется)113

8.2. Задачи для самостоятельного решения1. Сколько FeCl 3 содержится в 20 мл 40%-ного раствора, плотностькоторого 1,133 г/мл? Какова молярная концентрация раствора?2. Сколько граммов FeSO 4·7H 2 O можно получить из 1 л 12%-ногораствора безводной соли FeSO 4 , плотность которого 1,122 г/см 3 ?3. Сколько граммов CuSO 4 содержится в 10,0 мл 0,2 М раствора? Каковаего нормальность?4. Вычислить молярность и нормальность 5%-ного раствора Н 3 РО 4 ,плотность которого равна 1,027 г/мл.5. Сколько миллилитров 0,5 н раствора щелочи требуется, чтобы осадитьв виде Cu(OH) 2 всю медь, содержащуюся в 15 мл 1,2 н раствора CuCl 2 ?6. При 25 о С растворимость NaCl равна 36,0 г в 100 г воды. Выразить впроцентах концентрацию насыщенного раствора соли.7. Какой объем 92%-ной серной кислоты плотностью 1,83 г/см 3 следуетвзять для приготовления 3 л 0,5 н раствора ?8. В 50 г бензола растворено 1,6 г нафталина. Температура замерзанияполученного раствора оказалась равной 4,2 о С. Определить молекулярную массунафталина, если температура плавления бензола равна 5,5 о С, а криоскопическаяконстанта бензола – 5,2.9. Хлороформ кипит при температуре 61,2 о С. Раствор, содержащий1,9 г камфоры в 50 г хлороформа, кипит при температуре 62,17 о С. Вычислитьмолекулярную массу камфоры, если эбуллиоскопическая константа хлороформаравна 3,88.10. Имеется 10%-ный раствор метанола СН 3 ОН и 10%-ный раствор этанолаС 2 Н 5 ОН. Какой из этих растворов будет замерзать при более низкой температуре?11. Вычислить осмотическое давление раствора, содержащего 16 г сахараС 12 Н 22 О 11 в 350 г воды при 20 о С. Плотность раствора считать равной единице.12. Чему равно давление насыщенного пара над раствором, содержащим0,2 моль сахара в 450 г воды, при 20 о С, если давление пара над чистой водойпри 20 о С равно 2,3·10 3 Па (17,5 мм рт.ст)?13. При одинаковой ли температуре будут замерзать 10%-ный раствормуравьиной кислоты и 10%-ный раствор уксусной кислоты?114

9. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ9.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Указать электролиты среди следующих веществ: NaCl, KOH,C 2 H 5 OH, CH 3 COOH, C 6 H 12 O 6 , C 6 H 6 , HBr.Решение. К электролитам относятся основания, кислоты и соли. Средивышеперечисленных веществ электролитами являются: КОН – основание,СН 3 СООН и HBr – кислоты и NaCl – соль.Задача № 2. Среди следующих электролитов указать сильные и слабыеэлектролиты: CaCl 2 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , HF, Cr 2 (SO 4 ) 3 , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 ,KHCO 3 , Na 2 HPO 4 , CuOHCl, Fe(OH) 2 Br. Написать уравнения электролитическойдиссоциации.Решение. При написании уравнений электролитической диссоциациипользуются следующими правилами:1. Для сильных электролитов условно пишем одну стрелку ( ).Например: FeCl 3 Fe 3+ + 3Cl¯.2. Для слабых и средних электролитов пишем две стрелки в обратныхнаправлениях (⇄). Диссоциация этих электролитов протекает ступенчато.Например: Н 2 СО 3 ⇄ Н + + НСО 3¯;НСО 3¯⇄ Н + 2-+ СО 3 .Диссоциация кислых и основных солей происходит следующим образом:Na 2 HPO 4 2Na + + HPO 2- 4 ; HPO 2- 4 ⇄ H + + PO 3- 4 ;Fe(OH) 2 BrFe(OH) 2 + + Br¯; Fe(OH) 2 + ⇄ FeOH 2+ + OH¯;Fe(OH) 2+ ⇄ Fe 3+ + OH¯.Задача № 3. Написать математическое выражение констант диссоциацииследующих веществ: H 3 PO 4 , Mg(OH) 2 , Fe(OH) 3 , HCN, H 2 S, NH 4 OH.Решение. Mg(OH) 2 .Диссоциация Mg(OH) 2 протекает ступенчато. Для каждой ступени запи-115

шем выражение константы диссоциации:Mg(OH) 2 ⇄ MgOH + 1 [MgOH ] [OH ]+ OH¯; K;[Mg(OH) 2]2MgOH + ⇄ Mg 2+ II [Mg ] [OH ]+ OH¯; K.[MgOH ]Для суммарного уравнения диссоциации слабого электролитаMg(OH) 2 ⇄ Mg 2+ + 2OH¯ выражение константы диссоциации будет следующим:KKIKII2[Mg ][OH ][Mg(OH )]Задача № 4. Какова концентрация ионов Cl¯ и Ca 2+ в 0,1 М растворе22.CaCl 2 , если степень диссоциации CaCl 2 0,65 (65 %)?Решение. Степень диссоциации определяется по формулеαCпродис.мол.где С – молярная концентрация растворенных молекул,отсюдаCС продис.мол. = α С.Концентрация ионов определяется по формулеС ион = n С продис.мол. ,где n – число ионов, образующихся из 1 молекулы.Таким образом,CC 2CaCC ClС ион = n α С;n α CCa 2 CaCl 2Cl120,65nα0,650,1CCaCl 20,1(n0,065(n0,13,1);моль/ л;2);моль/л.116

Задача № 5. Рассчитать концентрацию раствора Mg(NO 3 ) 2 , зная, чтостепень диссоциации равна 0,60, а концентрация ионов NO 3¯ равна0,16 моль/л.Решение. Воспользуемся формулойС ионов = n α C.CОтсюда С = ионов;n αC Mg(NO3)2Раствор Mg(NO 3 ) 2 0,133 М.Mg(NO 3 ) 2 Mg 2+ + 2NO 3¯ ;CNO 3n0,160,60 20,133 моль/л.Задача № 6. В каком из растворов концентрация ионов водорода выше:0,001 М раствор HNО 3 , 1 М раствор СН 3 СООН?Решение. Для сильных электролитов расчет концентрации ионов производятпо степени диссоциации. В справочнике по химии находим степень диссоциации0,001 М раствора HNО 3 :α = 0,95;С ион = n α С;[H + ] = 1·0,95·0,001 = 0,00095 моль/л = 9,5·10 -4 моль/л.Для слабых электролитов расчет концентрации ионов производят по константедиссоциации.В справочнике по химии находим константу диссоциации уксусной кислоты:KKд, CH3COOH1,75Так как [CH 3 COO¯] = [H + ] (молекула CH 3 COOН дает равное количество11710-5СН 3 СООН ⇄ СН 3 СОО¯ + Н + ;д, CH3COOH[CH3COO] [H[CH COOH]3;].

ионов), тоKд, CH 3 COOH[H ],[CH COOH]где [СН 3 СООН] – равновесная концентрация непродиссоциированныхмолекул.Но так как константа диссоциации – очень малая величина, то концентрациейпродиссоциированных молекул можно пренебречь и принять концентрациюнепродиссоциированных молекул равной концентрации растворенноговещества, т.е. концентрации молекул, внесенных в раствор.Из предыдущей формулы находим:[H ]K[H ] 1,75 10д, СН3СООH53[CH321 4,18 10COOH] ;3моль/л.Таким образом, в данном растворе уксусной кислоты, несмотря на то, чтоона слабая, концентрация ионов Н + выше, чем в данном растворе HNO 3 .Задача № 7. Рассчитать концентрацию ионов Н + в 0,4 М растворе Н 2 S.Решение. Диссоциация H 2 S происходит в два этапа:Iд,НH 2 S ⇄ Н + + HSˉ K 8,7 10 ;HSˉ ⇄ Н + + S 2- K 1,2 10 .Если пренебречь тем фактом, что незначительная часть ионов HSˉ диссоциируетпо второй стадии, в результате чего концентрация ионов HSˉ незначительноуменьшается, а концентрация ионов Н + незначительно увеличивается,т.е. [H + ] ≈ [HSˉ], то можно записать:1182SII -д,НSКонцентрация ионов водорода, создаваемая по первой стадии диссоциации,во много раз выше концентрации ионов, создаваемой по второй стадии,так как по первой стадии диссоциация намного интенсивнее, чем по второй (см.величины констант диссоциации). По этой причине расчет концентрации ионовпроизводят по константе диссоциации первой стадии:KIд,H2S[H ] [HS[H S]2].815

ОтсюдаKIд,H2S[H[H22]S].[H]KIд,Н2S[H2S];[H]8,71080,41,87104моль/л.находим значение константы диссоциации:Задача № 8. Рассчитать константу диссоциации HCN, зная степень еедиссоциации, равную 0,00007 в 0,1 М растворе.Решение. HCN ⇄ H + + CN ˉ.Согласно уравнению KKд2α C1 α20,00007 0,11 0,000074,9 1010.Задача № 9. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода,если добавить 41 г ацетата натрия в 1 л 0,1 М раствора уксусной кислоты(увеличением объема раствора при добавлении ацетата натрияможно пренебречь) ?Выражение константы электролитической диссоциации уксусной кислоты–Решение. CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO¯ + H + .Находим в справочнике значение константы диссоциации уксусной кислоты:K[CH 3 COO] [H[CH 3 COOH]К д,CH3COOH1,75 10Прежде всего, вычисляем концентрацию ионов водорода в исходном раствореуксусной кислоты.].5.119

Так как [CH 3 COO¯] = [H + ], имеем:отсюдаКд,CH COOH3[H ]2[CH COOH]3,[H]К д,CH3COOH [CH 3 COOH]1,75 1050,11,32103моль/л.Когда растворяют ацетат натрия, концентрация ионов [CH 3 COO¯] значительноувеличивается, так как ацетат натрия является сильным электролитом:CH 3 COONa CH 3 COO¯ + Na + .Молярная концентрация ацетата натрия, в предположении, что объемраствора остается равным 1 л, будет следующей:[CH 3 COONa] =mM V41 г82 г/моль1 л0,5 моль/л.В справочнике находим степень электролитической диссоциации 0,5 Мраствора ацетата натрия:α = 0,8.Определяем концентрацию ионов CH 3 COO¯, полученных в результатедиссоциации ацетата натрия:[CH 3 COO¯] = [CH 3 COONa] α = 0,5·0,8 = 0,4 моль/л.Концентрация ионов CH 3 COO¯ в исходном растворе уксусной кислоты[CH 3 COO¯] = [H + ] = 1,32·10 -3 моль/л, намного меньше, чем концентрацияионов CH 3 COO¯, полученных при диссоциации ацетата натрия, поэтому еюможно пренебречь. В выражение константы диссоциации уксусной кислотыподставляем величину концентрации ионов CH 3 COO¯, равную 0,4 моль/л.Находим концентрацию ионов водорода для вновь установившегося равновесия:[H]K д,CH3 COOH[CH 3 COO[CH 3 COOH]]1,75 1050,40,14,38 106моль/л.120

Таким образом, после добавления в раствор уксусной кислоты ацетатанатрия концентрация ионов водорода становится равной 4,38∙10 -6 моль/л, а значит,она уменьшается в1,32 10 3300 раз.4,38 10 6Задача № 10. Написать молекулярные и ионные уравнения следующихионообменных реакций:1) H 2 S + NaOH ; 2) Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 ;3) Fe(OH) 3 + HNO 3 ; 4) CaCl 2 + Na 2 SO 4 ;5) H 2 SO 4 + KOH ; 6) Pb(NO 3 ) 2 + KI ;7) Na 2 HPO 4 + NaOH ; 8) Al(OH) 2 Cl + KOH ;9) Al(OH) 2 Cl + HCl ; 10) Zn(OH) 2 + NaOH .Решение. Вначале записывается уравнение реакции в молекулярном виде.Для написания уравнения ионообменной реакции в ионном виде малодиссоциируемыемолекулы или ионы, а также молекулы нерастворимых в водеи газообразных веществ записывают как единое целое, тогда как молекулысильных электролитов записывают в виде ионов, из которых они состоят. Записанноев таком виде уравнение ионообменной реакции представляет собой полноеионное уравнение. Исключив из этого уравнения ионы, не участвующие всамом ионообменном процессе, получают краткое ионное уравнение ионообменнойреакции.Краткое ионное уравнение ионообменной реакции является выражениемреального процесса, происходящего в растворе.1. H 2 S + 2NaOH ⇄ 2H 2 O + Na 2 S – молекулярное уравнение;H 2 S+2Na + +2OHˉ ⇄2H 2 O+2Na + +S 2- – полное ионное уравнение;H 2 S + 2OHˉ ⇄ 2H 2 O + S 2- – краткое ионное уравнение.2. Al(OH) 2 Cl + KOH ⇄ Al(OH) 3 + KCl;Al(OH) + 2 + Clˉ + K + + OHˉ ⇄ Al(OH) 3 + K + + Clˉ;Al(OH) + 2 + OHˉ ⇄ Al(OH) 3 .121

Задача № 11. Рассчитать энтальпию растворения электролита BaCl 2 ,если энтальпия кристаллической решетки BaCl 2 равна ΔН реш ==468 ккал/моль, а энтальпии гидратации ионов равны:ΔH2гидр,BaΔHгидр,Cl- 320,3 ккал/моль;-84,1ккал/моль.Решение. Определяем энтальпию гидратации BaCl 2 :ΔHгидр,BaCl ΔH 22гидр, Ba320,3284,1488,5 ккал/моль.ΔHгидр,ClОпределяем энтальпию растворения BaCl 2 :ΔH раств, BaCl 2488,5 468.ΔH гидр, BaCl 220,5 ккал/моль.ΔH реш, BaCl 29.2. Задачи для самостоятельного решения1. Указать электролиты среди следующих веществ: KOH, CaCl 2 ,CH 3 OH, HNO 3 , C 2 H 5 COOH, C 12 H 22 O 11 , ZnSO 4 , Ba(OH) 2 .2. Определить среди электролитов сильные и слабые: H 2 SiO 3 , NaOH,Ca(NO 3 ) 2 , H 2 S, CH 3 COOH, Al(OH) 3 , KH 2 PO 4 , CuOHCl, Na 2 SO 4 , NH 4 OH.3. Написать математическое выражение константы диссоциации следующихвеществ: H 2 SO 3 , Zn(OH) 2 , Na 2 HPO 4 .4. Степень диссоциации уксусной кислоты CH 3 COOH в 2 М растворепри 18 о С равна 0,004. Вычислить концентрацию ионов CH 3 COO¯ и Н + в растворе.5. Во сколько раз концентрация ионов Н + в 1 н растворе HNO 3(α = 82 %) больше, чем в 1 н растворе H 2 SO 4 (α = 51 %)?6. Константа диссоциации азотистой кислоты равна 5,1∙10 -4 . Вычислитьстепень диссоциации HNO 2 в ее 0,01 М растворе и концентрацию ионовводорода.7. Определить степень диссоциации и концентрацию ионов ОН¯ в0,1н растворе NH 4 OH (К д = 1,77∙10 -5 ).122

8. Написать молекулярные и ионные уравнения следующих ионообменныхреакций:CuSO 4 + H 2 S ; CH 3 COOH + KOH ; KCN + H 2 SO 4 ;Fe(OH) 2 NO 3 + HNO 3 ; (NH 4 ) 2 SO 4 + NaOH ;Fe(OH) 2 NO 3 + KOH ; NaHCO 3 + NaOH .9. Сколько граммов HCООNa надо добавить к 1 л 0,1 М раствораНСООН для того, чтобы концентрация ионов Н + стала равной 10 -4 моль/л? Кажущаясястепень диссоциации HCООNa равна 75 %. К д(НСООН) = 1,77∙10 -4 .10. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. ПРОИЗВЕДЕНИЕРАСТВОРИМОСТИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ10.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Расчеты по водородному показателю рН.Пример 1. Каково значение рН раствора, концентрация ионов ОН¯ которогоравна 10 -9 моль/л ?Решение. K [H ][OH ],H 2 OK14H2O 105откуда [H ]10 моль / л;9[OH ] 10рН = -lg[H + ] = -lg(10 -5 ) = 5,или рОН = -lg OH¯ = - lg(10 -9 ) = 9;pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH = 14 – 9 = 5.Пример 2. Какова концентрация ионов водорода и ионов гидроксила раствора,рН которого равен 10,3?Решение. рН = -lg[H + ],lg[H + ] = -рН = -10,3 = 11 , 7.По таблицам логарифмов находим: [H + ] = 5,01∙10 -11 моль/л. Так как[H + ] [OH¯] = 10 -14 , определяем [OH¯]:123

[OH]KH 2 O[H ]10145,01 10112104моль/л.тогда а ≈ с.Пример 3. Определить рН растворов сильных электролитов:а) 0,1 молярного раствора HNO 3 (α = 0,92; f = 0,79);б) 0,01 молярного раствора КОН (α = 0,93; f = 0,90).Решение. 1) Для 0,1 молярного раствора HNO 3 находим:где α – степень диссоциации;Затем определяем:α[ H ][HNO3,][H + ] = α [HNO 3 ] = 0,92∙0,1 = 0,092 моль/л.а = f c,где а – активность, т.е. проявляющаяся концентрация ионов;с – реальная концентрация;f – коэффициент активности, для очень разбавленных растворов f 1,Активность ионов водорода находим по формулеa Hf [H]0,790,0920,0727моль/л.Определяем рН раствора, причем вместо реальной концентрации используемактивность:pHlg a2) Для 0,01 молярного раствора КОН:αaOHpOH-[OH ];[KOH]fH[OH- lg alg 0,07271,14.[OH¯ ]= 0,01∙0,93 = 0,0093 моль/л;]OH-0,900,0093lg 0,00837рН = 14 – рОН = 14 – 2,077 = 11,927.0,008372,077;моль / л;Пример 4. Определить рН 0,6 молярного раствора(К д = 3,2∙10 -8 ).124HСlO

Решение. Для слабого электролита расчет рН производится по величинеконстанты дисоциации К д . И так как величины концентраций очень малы, активностьа с.HClO ⇄ H + + ClO¯ ;тогдаKд, HClO[H ][ClO ]; [H ] [ClO ],[HClO]Kд, HClO2[H ],[HClO]где [HClO] – равновесная концентрация, однако в связи со слабой диссоциациейпринимают ее равной общей концентрации молекул кислоты, как диссоциированных,так и недиссоциированных:[HClO] = 0,6 моль/л;[H]Kд, HClO[HClO]3,21080,61,39104моль / л;pH = -lg H + = -lg 1,39∙10 -4 = 3,857.Задача № 2. Расчеты по произведению растворимости.Пример 1. Рассчитать произведение растворимости Mg(OH) 2 , если егорастворимость равна 6,4∙10 -3 г/л.Решение. Для выражения растворимости малорастворимых веществ чащевсего используются два способа ее выражения.1. Растворимость в граммах на литр раствораRmmр.в-ваVp-ра1000,где R m – растворимость вещества, г/л;m р.в-ва – масса растворенного вещества, г;V р-ра – объем раствора, мл.Тогда концентрация какого-либо иона растворенного вещества определяетсяпо формуле125

RmiC ,Mгде М – молярная масса растворенного вещества;i – индекс иона в формуле.2. Растворимость в молях молекул растворенного вещества на литр раствораRMmр.вваM Vp-ра1000,где R M – растворимость, моль/л.Тогда концентрация какого-либо иона растворенного вещества определяетсяпо формулеС = R M i.В настоящей задаче растворимость Mg(OH) 2 выражена в граммах на литр.Вычислим концентрацию ионов Mg 2+ и ионов ОН¯ в насыщенном раствореMg(OH) 2 :[Mg[OH2-]]MMRRmmiiMg(OH)Mg(OH)226,4 10586,4 10583311,1 1022,2 10Найдем произведение растворимости Mg(OH) 2 :44моль/л;моль/л.ПРMg(OH)2Mg(OH) 2 ⇄ Mg 2+ + 2OH¯ ;ПРMg(OH)1,1 1024(2,2[Mg2104] [OH)2]2;5,3 10Пример 2. Определить концентрацию ионов Ag +12.и растворимостьAg 2 CrO 4 , выраженную в граммах на литр насыщенного раствора Ag 2 CrO 4( ПР Ag2CrO4= 9∙10 -12 ).Решение. Ag 2 CrO 4 ⇄ 2Ag + + CrO 4 -2 ;ПРAg 2CrO4[Ag]2[CrO42].126

Примем концентрацию [CrO 4 -2 ] равной Х, тогда [Ag + ] = 2X, так какдиссоциация одной молекулы Ag 2 CrO 4 дает один ион CrO 4-2и два иона Ag + .2ПРПРXAg2CrO4Ag2CrO439104X (2X)91210212;1,314X4X10343;910моль/л;[CrO4 ] 1,31∙10 -4 моль/л; [Ag + ] = 2,62∙10 -4 моль/л.Определим растворимость соли в граммах на литр:CMAg2 4R m, Ag 2CrO4где С – концентрация какого-либо иона;i – его индекс.iCrO[Ag ] M4Ag2CrO4 2,62 10 332Rm,Ag2CrO40,0435 г / л.22Пример 3. Будет ли наблюдаться осаждение сульфата кальция при смешиванииодинаковых объемов 0,002 молярного раствора CaCl 2 и 0,004 молярногораствора Na 2 SO 4 ? Если в этих условиях осаждение не будет наблюдаться,какова должна быть концентрация CaCl 2 в исходном растворе, чтобы началось5осаждение CaSO 4 (ПРCaSO6,1 10 )?4Решение. Условие осаждения осадков следующее:KjiAijПРKi AjCaCl 2 + Na 2 SO 4 = CaSO 4 + 2NaCl.Определяем концентрации ионов Са +2 и SO 4 -2 в полученном растворе..Для упрощения расчетов принимаем α =1 для рассмотренных солей. Присмешении одинаковых объемов обоих растворов общий объем полученногораствора удваивается, а значит, первоначальная концентрация растворенныхвеществ уменьшается вдвое.,12;127

[CaCl 2 ][Ca[Caα1,2]2]i0,00220,0042αi [CaCl 2 ].1.0,001 моль/л.0,002 моль/л.[Ca +2 ] = [CaCl 2 ] = 0,001 моль/л.[SO 4 -2 ] = α i [Na 2 SO 4 ].α = 1, i = 1.[SO 4 -2 ] = [Na 2 SO 4 ] = 0,002 моль/л.Произведение концентраций ионов Ca +2 и SO 4-2[Ca +2 ] [SO -2 4 ] = 0,001 ∙ 0,002 = 2 ∙ 10 -6 .Произведение растворимости ПР 6,1 105CaSO .4[Ca +2 ] [SO -2 4 ] < ПР .CaSO4Произведение концентраций ионов ниже, чем произведение растворимостиСаSO 4 , таким образом, образование осадка наблюдаться не будет.Чтобы наблюдалось осаждение должно выполняться следующее условие:[Ca[Ca +2 ] [SO 4 -2 ] >2]ПРCaSO[SO42]4ПР ;CaSO46,1 100,0025;[Ca +2 ] > 3,05 ∙ 10 -2 моль/л.Таким образом, концентрация ионов кальция должна быть выше3,05∙10 -2 моль/л, а в исходном растворе (до разбавления) она должна быть выше3,05∙10 -2 ∙2 = 6,1∙10 -2 моль/л, чтобы наблюдалось осаждение CaSO 4 .Пример 4. Что произойдет, если в 1 л насыщенного раствора PbCl 2-4(ПРPb 22,4 10 ) добавить 2 л 3-молярного раствора NaCl (α = 0,65) ?Решение. Определяем, прежде всего, концентрацию ионов Pb +2 в исходномрастворе:PbCl 2 ⇄ Pb +2 + 2Cl¯,128

[Pb +2 ] = X[Cl¯] = 2X.т.к.ПР = [Pb +2 ] [Cl¯] 2 ,PbCl2X32,4[Pb +2 ] = 0,039 моль/л;ПР = X (2X) 2 = 4X 3 ,PbCl2104[Cl¯] = 0,039∙2 = 0,078 моль/л.40,391040,039 моль / л.После добавления в исходный раствор 2 л 3-молярного раствора NaClконцентрация ионов свинца уменьшится:[Pb ] V 0,039 1[Pb2 ]'исхV конечн 3Концентрация NaCl в полученном растворе20,013 моль / л.[NaCl] 3 2[ NaCl] 'Vисх2 моль / л.Vконечн 3Определяем концентрацию образующихся от диссоциации молекул NaClионов Cl¯ в полученном растворе, пренебрегая концентрацией ионов Cl¯, внесенныхPbCl 2 , из-за ее малой величины.[Cl¯] = [NaCl] α i = 2∙0,65∙1 = 1,3 моль/л.Произведение концентраций [Pb +2 ] [Cl¯] 2чем произведение растворимостиПР PbCl2= 0,013∙1,3 2 = 0,022, что выше,= 2,4∙10 -4 . Таким образом, будетнаблюдаться осаждение PbCl 2 . Теперь можно рассчитать массу полученногоосадка PbCl 2 .Для этого определим концентрацию ионов свинца в насыщенном растворепосле осаждения PbCl 2 :2[ Pb ]''ПР[ClPbCl]222,4 101,3241,42 104.129

Так как концентрация ионов Pb +2130в полученном растворе до осаждениябыла 0,013 моль/л, то концентрация ионов свинца, образовавших осадок, будетследующей:[Pb +2 ]''' = [Pb +2 ]' – [Pb +2 ]'' = 0,013 – 1,42∙10 -4 = 0,01286 моль/л.Это соответствует следующей концентрации Pb, дающей осадок:Определяем массу осадка:mPbCl2PbCl[PbCl 2 ] = [Pb +2 ] = 0,01286 моль/л.2MPbCl21000V(мл)0,01286 278 3000100010,73 г.Пример 5. Можно ли полностью осадить ионы Са +2 , добавляя Na 2 SO 4 до-2концентрации ионов SO 4 , равной 2 моль/л ( ПР CaSO4= 6,1∙10 -5 ) ? Если нет, токакой должна быть концентрация ионов SO 4-2 , чтобы осаждение ионов Са+2было полным ?Решение. В аналитической химии принято считать полным осаждениеионов при их концентрации ниже 10 -6 моль/л. Определяем концентрациюионов в полученном растворе:[Ca2]ПРПРCaSO424][SOCaSO4[Ca6,12102] [SO524];3,05 105моль/л.[Ca +2 ] > 10 -6 моль/л, а значит, осаждение ионов Ca +2 считается неполным.Для полного осаждения ионов Ca +2 должно выполняться следующее условие:[Ca +2 ] ≤ 10 -6 моль/л,тогда[SO24 ][SO24 ][SO24 ]ПР CaSO4[Ca2]6,1 105106;61 моль/ л.Практически такую концентрацию достичь невозможно.Таким образом, полностью осадить ионы Ca +2 ионами SO 4-2 невозможно.;

Пример 6. В каком направлении смещено равновесие следующих ионообменныхреакций:CaCO 3 + Na 2 SO 4 ⇄ CaSO 4 + Na 2 CO 3 ;AgCl + KI ⇄ AgI + KCl ?Решение. Рассмотрим на примере последней реакции.Равновесие ионообменных реакций с участием малорастворимых веществсмещено в сторону образования вещества с меньшим произведением растворимости.ПР AgCl = 1,56∙10 -10 ; ПР AgI = 1,5∙10 -16 .Равновесие данной реакции смещено в сторону образования AgI, так какAgI посылает в раствор меньшее число ионов Ag, чем AgСl:AgCl + KI ⇄ AgI + KCl.Задача № 3. Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза следующихсолей: CH 3 COONa, NaCN, K 3 PO 4 , NH 4 Cl, Al 2 (SO 4 ) 3 , NH 4 NO 3 ,Na 2 CO 3 , Al 2 S 3 , KCl, FeSO 4 . Указать характер среды водных растворовэтих солей.Решение. Вначале определяется природа соли.Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой и, наоборот,сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются частичному гидролизу,в большинстве случаев преимущественно по I ступени, при этом в уравнениигидролиза ставятся две стрелки в противоположных направлениях ( ⇄ ), указывающиена незначительное протекание гидролиза.Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизуне подвергается.Для написания ионного уравнения гидролиза применяют те же правила,что и при написании ионных уравнений любых ионообменных реакций: малодиссоциируемыемолекулы или ионы записывают в неизменном виде, тогда какмолекулы сильных электролитов записывают в виде ионов.1. NaCN – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой:NaCN + H 2 O ⇄ NaOH + HCN;131

Na + + CN¯ + H 2 О ⇄ Na + + OH¯ + HCN;CN¯ + H 2 O ⇄ HCN + OH¯; pH > 7, среда щелочная.2. Na 2 CO 3 – соль, образованная сильным основанием и слабой двухосновнойкислотой.Гидролиз протекает преимущественно по I ступени:Na 2 CO 3 + H 2 O ⇄ NaHCO 3 + NaOH;2Na + + CO 2- 3 + H 2 O ⇄ Na + + HCO 3¯ + Na + + OH¯;CO 2- 3 + H 2 O ⇄ HCO 3¯ + OH¯;pH > 7, среда щелочная.По II ступени гидролиз практически не протекает, равновесие сильносмещено влево:NaHCO 3 + H 2 O ⇄ NaOH + H 2 CO 3 ;Na + + HCO 3¯ ⇄ Na + + OH¯ + H 2 CO 3 ;HCO 3¯ + H 2 O ⇄ OH¯ + H 2 CO 3 ;pH > 7, среда слабощелочная.3. NH 4 NO 3 – соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием:NH 4 NO 3 + H 2 O ⇄ NH 4 OH + HNO 3 ;NH + 4 + NO 3¯ + H 2 O ⇄ NH 4 OH + H + + HNO 3 ;NH + 4 + H 2 O ⇄ NH 4 OH + H + ; pH < 7, среда кислая.4. FeSO 4 – соль, образованная сильной кислотой и слабым двухкислотнымоснованием.Гидролиз протекает преимущественно по I ступени:2FeSO 4 + 2H 2 O ⇄ (FeOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 ;2Fe 2+ + 2SO -2 4 + 2H 2 O ⇄ 2FeOH + + SO -2 4 + 2H + + SO 2- 4 ;Fe 2+ + H 2 O ⇄ FeOH + + H + ; pH < 7, среда кислая.По II ступени гидролиз практически не протекает, равновесие сильносмещено влево:(FeOH) 2 SO 4 + 2H 2 O ⇄ 2Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 ;132

2FeOH + + SO -2 4 + 2H 2 O ⇄ 2Fe(OH) 2 + 2H + + SO 2- 4 ;FeOH + + H 2 O ⇄ Fe(OH) 2 + H + ; pH < 7, среда слабокислая.5. Al 2 S 3 – соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.Подвергается полному гидролизу:Al 2 S 3 + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S↑ ;2Al 3+ + 3S 2- + 6H 2 O 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑ ;pH ≈ 7, среда, близкая к нейтральной.6. NaCl – соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием:NaCl + H 2 O ↛; рН = 7, среда нейтральная.Задача № 4. Рассчитать константу гидролиза и рН водных растворов следующихсолей:а) 0,2 М раствор CH 3 COONa;б) 0,05 М раствор NH 4 Cl;в) 1 М раствор NH 4 CN.Решение. 1) Для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием,Находим в справочнике:KKKhKKд, CH 3 COOHh, CH3COONaВыражение константы гидролиза:Kh, CH3COONaH2Oд,кислоты101,75 10[CH.1,75 1014[CH5COO5;5,71 10COOH][OHCH 3 COONa + H 2 O ⇄ CH 3 COOH + NaOH;CH 3 COO¯ + H 2 O ⇄ CH 3 COOH + OH¯.Так как [CH 3 COOH] = [OH¯], то33]10]..133

Kh, CH3COONa[CH[OH32]COO;][ OH ] Kh,CH3COONa [CH3COO] ;[H]K10h,CH3COONa14[CH3COO.]Предположив, что соль CH 3 COONa диссоциирует полностью, вместо[CH 3 COO¯] подставляем [CH 3 COONa]:[CH 3 COONa] = 0,2 моль/л;[H ]105,71 1014100,93 100,29моль/л;рН = -lg [H + ] = -lg 9,3∙10 -10 = 9,03.2) Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием,Находим в справочнике:KKд, NH4OHh,NH4Cl1,79 10KKH2Oд,NH4KOHh5;KKH2Oд,основания5,59 10NH 4 Cl + H 2 O ⇄ NH 4 OH + HCl;NH + 4 + H 2 O ⇄ NH 4 OH + H + .Выражение константы гидролиза имеет видKh, NH4ClТак как [NH 4 OH] = [H + ], то[NH4[ NH4]10OH][H;].[H ]Kh, NH Cl ; [H ] Kh,NHCl[NH4 ].44[NH ]42.134

Предположив, что соль NH 4 Cl диссоциирует полностью, вместо [NH 4 + ]подставляем [NH 4 Cl]:[H]5,59NH 4 Cl = 0,05 моль/л;10100,051355,2910pH = -lg [H+] = -lg 5,29∙10 -6 = 5,28.6моль / л;3) Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой,KНаходим в справочнике:KKд,NHh,NH44OHOH1,791,79h1010K5;105Kд,кислотыK44,7д,HCN1010H2KOд,основания4,7101,19.Химическое равновесие смещено в сторону продуктов гидролиза.Характер среды слабощелочной, так как NH 4 OH и HCN образуются вравном количестве, причем сила NH 4 OH намного больше, чем HCN:K10NH 4 СN + Н 2 О ⇄ NH 4 OH + H 4 СN;h,NH4OH[NH4OH][HCN][NH CN]Рассчитаем концентрацию NH 4 OH в состоянии равновесия.4[NH 4 OH] = [HCN].В начальный момент концентрации следующие:NH 4 CN NH 4 OH HCN1 моль/л 0 0В состоянии равновесия:NH 4 CN NH 4 OH HCN1-Х моль/л Х моль/л Х моль/лKh,NH4CNХ 2 = 1,19 (1-Х);X X1 XХ 2 + 1,19 Х – 1,19 = 0;Х = 0,648 моль/л.1,19;.;.

В состоянии равновесия концентрации следующие:[NH 4 CN] = 1 – 0,648 = 0,352 моль/л;[NH 4 OH] = [HCN] = 0,648 моль/л.Производим расчет рН, используя выражение константы диссоциацииNH 4 OH:Kд, NH4OH[NH 4 ] [OH[NH OH]+Предположив, что NH 4 CN диссоциирует полностью, вместо [NH 4 ] подставляемконцентрацию NH 4 CN, так как количество ионов, полученных при+диссоциации NH 4 OH, ничтожно мало по сравнению с количеством ионов NH 4 ,полученных при диссоциации NH 4 CN:[OH ]Kд,NH4OH[NH[NH4CN]144OH]45].1,79 10 0,6480,352143,29 1010 1010[ H ]3,04 10 моль / л;5[OH ] 3,29 10рН = -lg[H + ] = -lg 3,04∙10 -10 = 9,52. Среда слабощелочная.5моль/л;Задача № 5. Написать уравнение совместного гидролиза двух солей:Al 2 (SO 4 ) 3 и Na 2 CO 3 .Решение. Так как данные соли противоположного типа – Al 2 (SO 4 ) 3 образованаслабым основанием и сильной кислотой, а Na 2 CO 3 образована сильнымоснованием и слабой кислотой, то при растворении в воде они дают разную реакциюрастворов:I Al 3+ + H 2 O ⇄ AlOH 2+ + H + , pH < 7;2-I CO 3 + H2 O ⇄ HCO 3¯ + OH¯, pH > 7.При сливании растворов происходит взаимная нейтрализация:Н + + OH¯ H 2 O.Это смещает оба равновесия вправо, и становятся возможными следующиестадии гидролиза:136

II AlOH 2+ + H 2 O ⇄ Al(OH) + 2 + H + ;II HCO 3¯ + H 2 O ⇄ H 2 CO 3 + OH¯;III Al(OH) + 2 + H 2 O ⇄ Al(OH) 3 + H + .В итоге происходит полный гидролиз:2Al 3+ +3SO 2- 4 +6Na + +3CO 2- 3 + 3H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3 +6Na + + 3SO 2- 4 ;2Al 3+ + 3CO 2- 3 + 3H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3 , рН ≈ 7.10.2. Задачи для самостоятельного решения1. Раствор щелочи в воде содержит гидроксид-ион в концентрации2,5∙10 -5 моль/л. Найти концентрацию водородных ионов в растворе и его рН.10,8?2. Чему равен рН 0,01 М раствора соляной кислоты?3. рН раствора 4,4. Определить концентрацию ионов водорода.4. Какова концентрация гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен5. Вычислить рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, степень диссоциациикоторой в растворе равна 4,2 %.6. Вычислить ПР для AgCl, если известно, что 1 л насыщенного растворапри 20 о С содержит 0,0016 г AgCl.7. ПР PbI 2 при комнатной температуре равно 1,4∙10 -8 . Рассчитать растворимостьсоли при этой температуре и концентрацию каждого из ее ионов внасыщенном растворе.8. В каком направлении смещено равновесие в следующих ионообменныхреакциях:CaCO 3 ↓ + 2KF ⇄ CaF 2 + K 2 CO 3 ;PbCl 2 + Na 2 SO 4 ⇄ PbSO 4 ↓ + 2NaCl ?9. Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза следующихсолей: NaNO 3 , Zn(NO 3 ) 2 , Li 3 PO 4 , Cr 2 S 3 , Al 2 (SO 3 ) 3 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , NH 4 Cl.солей:10. Рассчитать константу гидролиза и рН водных растворов следующиха) 0,1 М раствор KCN ( K д, HCN = 4,7∙10 -10 );137

б) 2 М раствор Pb(NO 3 ) 2 ( K д,Pb(OH) 2 = 9,6∙10 -10 ).I11. Усиление или подавление гидролиза цианида натрия вызовет прибавлениек раствору: а) кислоты; б) щелочи; в) хлорида аммония?12. По величине рН вычислить молярную концентрацию, константу истепень гидролиза солей:а) NH 4 Cl,если рН = 5,62; б) NH 4 NO 3 , если рН = 6,12.13. Написать уравнения реакций совместного гидролиза следующих солей:Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 CO 3 + H 2 O ; AlCl 3 + Na 2 S + H 2 O ;Ca(NO 3 ) 3 + K 2 S + H 2 O .11. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ (ОВ)РЕАКЦИИ11.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Определить степень окисления азота в следующих молекулахи ионах: N 2 , NH 3 , NH + 4 , HNO 3 , NO 3¯ NO 2¯.Решение. При определении степени окисления элемента пользуемся правилом:сумма степеней окисления всех элементов равна заряду частицы (длямолекулы 0, а для иона – заряд иона).Известно, что степень окисления водорода равна +1, а степень окислениякислорода равна -2 (кроме перекисных соединений).0N 2 – степень окисления азота, равна 0.3 1 3 11x 20[ NH3] 3; [ NH4]3; [HN O3]5.Для HNO 3 составим уравнение:+1+Х+3(-2) = 0;Х = +5 (степень окисления N в HNO 3 );5[N O23]15;3[N O22]13.138

Задача № 2. Определить степень окисления всех элементов, входящих всостав следующих молекул: K 2 Cr 2 O 7 , KMnO 4 .Решение.K1 X 22 Cr2O7(+1)∙2 + Х ∙ 2 + (-2)∙7 = 0, Х = +6;1X2K Mn O+1 + Х + (-2)∙4 = 0, Х = +7.4Задача № 3. Найти среди указанных веществ такие, которые могут выполнятьроль: только окислителя; только восстановителя; окислителяи восстановителя.Пример. Сгруппировать вещества по способности их выполнять определеннуюроль в ОВ реакциях: FeCl 2 , FeCl 3 , O 2 , H 2 , HNO 3 , HNO 2 , KNO 2 , KMnO 4 ,KI, H 2 S, Zn, Cl 2 , HCl, MnO 2 .Решение. Пользуемся следующим правилом: молекулы, атомы которыхмогут лишь повышать свои степени окисления, играют роль только восстановителей;молекулы, атомы которых могут лишь понижать свои степени окисления,играют роль только окислителей; молекулы, атомы которых могут повышатьи понижать свои степени окисления, могут играть роль как окислителей,так и восстановителей.7 5 30O 24 3 3Только окислители – , KMn O , H NO , FeCl .1 2 200H222Только восстановители – , K I , H S, Zn , FeCl .Окислители и восстановители – H NO , K NO , Mn O , H Cl.По каждому веществу необходимо дать подробное объяснение. Например,НCl – и окислитель, и восстановитель, потому что Н + + 1е = Н 0 – процессвосстановления (окислитель); Cl¯ – 1e = Cl 0 – процесс окисления (восстановитель).Таким образом, НCl – окислитель за счет Н + и восстановитель за счетCl¯.Задача № 4. Уравнять ОВ реакции методом электронного баланса.Пример 1. KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 .13932324211

Решение. 1. Среди участвующих в реакции веществ находим окислительи восстановитель.В KMnO 4 марганец проявляет свою максимальную степень окисления(+7), значит, он может быть только окислителем.В H 2 S сера проявляет свою минимальную степень окисления (-2), значит,она может быть только восстановителем.H 2 SO 4 в этой реакции служит для создания кислой среды:7K Mn Oокислитель42H2Sвосстанов.205 -2е S 2e S окисление .восстановитель4. Расставляем соответствующие коэффициенты перед окислителем ивосстановителем до и после реакции:2KMnO 4 + 5H 2 S + H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + H 2 O.5. Уравниваем число атомов металлов, не участвующих в окислениивосстановлении.В данной реакции – это атомы К, число которых уже уравнено.6. Уравниваем кислотные остатки, не участвующие в окислениивосстановлении.В данной реакции – это SO -2 4 :2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + H 2 O.7. Уравниваем число атомов водорода:2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O.140HSOсреда 2 42. В случае отсутствия продуктов реакции определяем их, основываясь назнании степеней окисления элементов и химических свойств участвующих вреакции веществ.В кислой среде KMnO 4 восстанавливается до Mn +2 , а H 2 S окисляется доS 0 . Кроме того, образуются K 2 SO 4 и Н 2 О:72K Mn O4H2SH2SO4 Mn SO 4 S K2SO4 H2O.3. Составляем электронный баланс согласно закону сохранения заряда(число электронов, принятых окислителем, должно равняться числу электронов,отданных восстановителем):2 +5е7Mn + 5е Mn +2 – восстановлениеокислитель20.

8. Проверяем число атомов кислорода.Если число атомов кислорода не уравнено, ошибку в уравнении следуетначинать искать с первого этапа.Пример 2. FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 .2102Решение. FeS O Fe O S O .2322342311 +4е2O 2 4e 2Oокислитель4 -11еFe2 S2восстановитель1e10eFe2S344FeS 2 + 11 O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .Пример 3. Cl 2 + KOH KClO + KCl + H 2 O.Решение.0211Cl2KOH KClO KCl H2O1окислитель: Cl 0 – e = Cl 1+ 1восстановитель: Cl 0 + e = Cl 1- 1Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O.Это реакция диспропорционирования.11.2. Задачи и упражнения для самостоятельного решения2111. Определить степени окисления серы в следующих соединениях: SO 2 ,H 2 S, Na 2 SO 3 , H 2 SO 4 , Al 2 S 3 , SO 3 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , Na 2 S 2 O 3 .2. Уравнять ОВ реакции методом электронного баланса, указать окислительи восстановитель, определить, какие из них можно отнести к реакциямдиспропорционирования, внутримолекулярного или межмолекулярного окисления-восстановления:а) Cl 2 + KOH KClO 3 + KCl + H 2 O;б) (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O;в) CuS + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 SO 4 + H 2 O;г) KMnO 4 + NO 2 + H 2 O KNO 3 + MnO 2 + KOH.141

12. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ПОСТОЯННОГО ТОКА.ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ12.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Определение способности ионов и молекул простых и сложныхвеществ выступать в роли окислителя или восстановителя по величинамэлектродных потенциалов (редокс-потенциалов, ОВпотенциалов).Пример 1. Среди перечисленных ниже металлов найти те, которые могутвосстановить катион никеля Ni 2+ : Mg, Al, Cu, Ag.Решение. Выпишем значения стандартных электродных потенциаловданных металлов:0E 2Mg0/Mg 2,37 B;0E 3Al0/Al 1,66 B;EE0Ni20Ag/Ni/Ag000,25 B;0,799 B.E0Cu2/Cu00,337 B;Так как Mg и Al имеют более низкие электродные потенциалы, чем Ni, тоони являются более сильными восстановителями по сравнению с никелем:Mg 0 + Ni 2+ = Mg 2+ + Ni 0 ; Cu 0 + Ni 2+ ↛;2Al 0 + 3Ni 2+ = 2Al 3+ + 3Ni 0 ; Ag 0 + Ni 2+ ↛.Пример 2. Среди перечисленных ниже катионов металлов найти те, которыемогут окислить цинк: Mg +2 , Pb +2 , Cu +2 .цинк.Решение. Согласно ряду напряжений металловEE0Cu0Zn22/Cu/Zn000,337 B;0,76 B;EE0Pb0Mg22/Pb0/Mg00,126 B;2,37 B.Свинец и медь имеют стандартные электродные потенциалы выше, чемТаким образом, катион меди и катион свинца являются окислителями болеесильными, чем катион цинка, и будут окислять Zn 0 до Zn +2 :Cu +2 + Zn 0 Cu 0 + Zn +2 ; Pb +2 + Zn 0 Pb 0 + Zn +2 .Mg 2+ + Zn 0 ↛ .142

Пример 3. Как изменится восстановительная активность цинка, если егопогрузить (при Т = 298 К) в раствор нитрата цинка с концентрацией0,0001 моль/л ?Решение. Воспользуемся формулой Нернста:EEZnE20/Zn0E0,058n0ZnE0lg [MeZn2/Zn02/Zn0n = 2, так как Zn 0 – 2e Zn +2 ;143n];0,058n0,76 B;lg [Zn[Zn +2 ] = [Zn(NO 3 ) 2 ], i = 1, α принимаем равной 1,[Zn +2 ] = 0,0001 моль/л;00,058E 0 0,76 lg0,0001 0,76 0,12 0,88B.Zn2/Zn2Вывод. С разбавлением раствора восстановительная активность возрастает,так как электродный потенциал понижается.Пример 4. Среди приведенных ниже частиц укажите наиболее сильныйокислитель. Эти частицы участвуют в следующих полуреакциях:Cl 2 (Cl 2 + 2e 2Cl¯) E 0 OB = 1,36 B;Cr 2 O 7-2(Cr 2 O 7 -2 + 14H + + 6e 2Cr +3 + 7H 2 O) E 0 OB = 1,33 B;Cr +3 (Cr +3 + 3e Cr 0 ) E 0 OB = -0,74 B;MnО 4¯ (MnО 4¯ + 8H + + 5e Mn +2 + 4H 2 O) E 0 OB = 1,51 B;MnО 4¯ (MnО 4¯ + 4H 2 O + 3e MnO 2 + 4OH) E 0 OB = 0,6 B.Решение. Самый сильный окислитель тот, который обладает наибольшимзначением редокс-потенциала Е 0 ОВ. Таковым является анион MnO 4¯ в кислойсреде.Пример 5. Рассчитать редокс-потенциал полуреакции:(MnО 4¯ + 8H + + 5eMn +2 + 4H 2 O),если стандартный E 0 OB = 1,51 B, а концентрации ионов равны:[MnO 4¯] = 0,1 моль/л;[Mn +2 ] = 0,001 моль/л.Решение. Воспользуемся формулой Нернста для расчета редокспотенциалов:2];

0,058n[Ox][Red]Е Ox/Red = = Е 0 Ox/Red + lg .Так как уравнение электродной полуреакции –MnO 4¯ + 8H + + 5e Mn +2 + 4H 2 O, то n = 5;EMnO-4/Mn2E0MnOпри рН = 3 [H + ] = 10 -3 моль/л;EMnO-4/Mn2-41,51/Mn20,05850,058 [MnO ][Hlg452[Mn ]0,058 221,51 lg 10 1,255 B.5Вывод. В условиях, отличающихся от стандартных, окислительная способностьаниона MnO 4 ‾ изменяется (в данном случае – уменьшается).lg101(101033)8]8;Задача № 2. Определение направления ОВ реакции.Пример 1. Определить, можно ли окислить FeSO 4 до Fе 2 (SO 4 ) 3 с помощьюK 2 Cr 2 O 7 в кислой среде при стандартных условиях (С = 1 моль/л,Т = 298 К) согласно уравнению реакции:FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.Решение. Записываем сокращенное ионное уравнение данной реакции:Fe 2+ + Cr 2 O 2- 7 + H + Fe 3+ + Cr 3+ + H 2 O.Составляем уравнения полуреакций, записывая в левой части окисленныеформы каждого из изменяющихся веществ, а в правой – восстановленные формы,и находим по таблице стандартные Е 0 ОВ:6 Fe 3+ + е Fe 2+ , Е 0 ОВ = 0,77 В (восстановитель);1 Cr 2 O 2- 7 + 14H + + 6е 2Cr 3+ + 7H 2 O, Е 0 ОВ = 1,33 В (окислитель).По величине Е 0 более сильным окислителем является ион Cr 2 O 2- 7 , а болеесильным восстановителем – ион Fe 2+ , следовательно, они будут реагироватьдруг с другом, и их записывают в левой части ОВ реакции.Записываем ионное уравнение реакции с учетом множителей:6Fe 2+ + Cr 2 O 2- 7 + 14H + = 6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O.144

Составляем молекулярное уравнение:6FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.Пример 2. По данным полуреакциям составить ионное и молекулярноеуравнение ОВ реакции:MnO 4 ‾ + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H 2 O, Е 0 ОВ = 1,5 В;I 2 + 2e 2I‾ , Е 0 ОВ = 0,536 В.Решение. Роль окислителя будет выполнять окисленная форма I полуреакции,а роль восстановителя – восстановленная форма II полуреакции.2 MnO 4 ‾ + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H 2 O, Е 0 ОВ = 1,5 В (окислитель);5 I 2 + 2e 2I‾ , Е 0 ОВ = 0,536 В (восстановитель).Составляем ионное и молекулярное уравнение, подобрав противоионы:2MnO 4 ‾ + 16H + + 10 I‾ = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5 I 2 ;2KMnO 4 + 10 KI + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5 I 2 + 8H 2 O + 6K 2 SO 4 .Пример 3. Определить возможность протекания окислительновосстановительнойреакцииK 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 H 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 Oв кислой среде, рН которой равен 1, а концентрации:[K 2 Cr 2 O 7 ] = 0,1 моль/л; [Na 2 SO 3 ] = 0,5 моль/л;[Na 2 SO 4 ] = 0,01 моль/л; Cr 2 (SO 4 ) 3 = 0,001 моль/л.Решение. Для упрощения расчетов предполагаем, что диссоциация всехвеществ полная, тогда:[Cr 2 O -2 7 ] = 0,1 моль/л; [SO -2 3 ] = 0,5 моль/л;[SO -2 4 ] = 0,01 моль/л; [Cr +3 ] = 0,002 моль/л.Изучаемая реакция состоит из двух полуреакций, стандартные редокспотенциалыкоторых находим в таблице:Cr 2 O -2 7 +14H + + 6e ⇄ 2Cr +3 + 7H 2 O, E 0 = 1,33 B;-2SO 4 + 2H + -2+ 2e ⇄ SO 3 + H 2 O, E 0 = 0,17 B.Определяем редокс-потенциалы каждой полуреакции по формуле Нернстадля соответствующих концентраций:при рН = 1 [H + ] = 10 -1 моль/л.145

EEEECrCr22OO2727/ Cr/ Cr2 2SO4/ SO3SO24/ SO2333EE0Cr1,332O27/ Cr0,058602 2SO4/ SO30,170,058230,058n0,1 0,1lg0,0020,058n1420,01 0,1lg0,5[Crlg1,3322O27[Cr[SO ] [Hlg42[SO ]230,06 B.] [H3]20,058(62]2;]149,6);1,24B.По формуле ЭДС = Е ок-ля – Е в-ля определим направление процесса.В роли окислителя выступит бихромат – ион Cr 2 O 72- ,2-а в роли восстановителя выступит сульфит – ион SO 3 .ЭДС E 2 3 E 2 2 1,24 0,06 1,18 B.Cr2O/ 2Cr SO4/ SO37Так как ЭДС >> ОВ, то окислительно-восстановительная реакция практическинеобратима и идет в заданном направлении при данных условиях.Задача № 3. Рассчитать электродный потенциал гальванической пары:раствор AgBr (насыщенный при 298 К)/Ag 0 .Решение. Определяем концентрацию ионов Ag + в насыщенном раствореAgBr. Для этой цели в справочнике находим растворимость AgBr:R M,AgBr = 8,8∙10 -7 моль/л.Таким образом, [Ag + ] = 8,8∙10 -7 моль/л.Для расчета электродного потенциала гальванической пары AgBr/Ag 0 ,которой соответствует электродная полуреакция Ag + + 1ē Ag 0 , воспользуемсяуравнением Нернста:0AgE 0 E 0Ag/Ag/Ag0,058lg [Agn0EAg /Ag0В справочнике находим: 0,799 B.E0Ag0/Ag0,7990,0581lg 8,8107](n0,7991).0,3310,448 B.146

Задача № 4. Рассчитать электродвижущую силу гальванического элемента,состоящего из медной пластины, погруженной в 0,001 М растворCuSO 4 , и магниевой пластины, погруженной в 0,0001 М растворMgSO 4 , при Т = 298 К.Решение. Прежде всего, рассчитаем электродные потенциалы медного имагниевого электродов по уравнению Нернста:ECu20/Cu0ECu2/Cu0E02Cu0/Cu0,337 B,[Cu 2+ ] = 0,001 моль/л.0,058nlg [Cu2n = 2, так как Cu 2+ + 2e Cu 0 ;Предположив, что диссоциация разбавленного раствора соли полная (α ==1,0), вычислим электродный потенциал меди:EECu2Mg20/Cu0/Mg0,337E02Mg0,05820/Mgn = 2, так как Mg 2+ + 2e Mg 0 ,[Mg 2+ ] = 0,0001 моль/л.],lg 0,001 = 0,337 – 0,087 = 0,25 B.0,058lg Mg2Предположив, что диссоциация разбавленного раствора соли полная, вычислимэлектродный потенциал магния:0,058E 2,37 lg 0,0001 2,37 0,12 2,49 B.Mg2/Mg02Рассчитаем электродвижущую силу гальванического элемента по формулеЭДС = Е кат - Е анод = E Ox - E Red .Роль катода выполняет электрод, имеющий более высокий электродныйпотенциал, в данном случае – это медный электрод. Тогда находим:ЭДС = E 2 0 E 2 0 0,25 – (-2,49) = 2,74 В.Cu/CuMg/Mg2;Задача № 5. Составить два гальванических элемента: медный электродиграет роль катода; медный электрод играет роль анода. Составить147

схемы этих гальванических элементов и написать процессы, происходящиена катоде и на аноде.Решение. 1. Медный электрод играет роль катода, если электродный потенциалгальванической пары Cu 2+ /Cu 0 выше электродного потенциала анода.Таким образом, подбираем для этой цели любую гальваническую пару,электродный потенциал которой ниже электродного потенциала медного электрода,например Fe 2+ /Fe 0 :Железный электрод играет по отношению к медному электроду роль анода.E = + 0,337 В; E 2 0 = - 0,44 В.2Cu/Cu00FeСхема полученного гальванического элемента следующая:Fe 0 /Fe 2+ //Cu 2+ /Cu 0 .Процессы, происходящие на электродах:(К) Cu 2+ + 2ē Cu 0/Fe– восстановление;(А) Fe 0 – 2ē Fe 2+ – окисление.2. Медный электрод играет роль анода, если в качестве катода подобранатакая гальваническая пара, электродный потенциал которой выше электродногопотенциала пары Cu 2+ /Cu 0 , например Ag + /Ag 0 :электрода.0AgE = 0,799 В./Ag0Схема полученного гальванического элемента следующая:Cu 2+ /Cu 0 //Ag + /Ag 0 .Процессы, происходящие на электродах:(К) Ag + + 1ē Ag 0 ;(А) Cu 0 – 2ē Cu 2+ .Задача № 6. Рассчитать электродвижущую силу концентрационного элемента,схема которого следующая:Cu 0 /Cu 2+ (0,0001 M раствор CuSO 4 )//Cu 2+ (1 M раствор CuSO 4 )/Cu 0 .Написать процессы, происходящие на электродах.Решение. Определяем, прежде всего, электродные потенциалы каждого148

Электрод с концентрацией CuSO 4 , равной 1 моль/л, при условии, что диссоциацияCuSO 4 полная, является стандартным. Для него в справочнике находимзначение стандартного электродного потенциала:0E Cu2 /Cu00,337 B.Для электрода с концентрацией CuSO 4 , равной 0,0001 моль/л, электродныйпотенциал определяем по уравнению Нернста:E20 0,0580 E2Cu / Cu n[Cu 2+ ] = 0,0001 моль/л;Cu / Cu0n = 2, так как Cu 2+ + 2е ⇄ Cu 0 ;0E Cu2 /Cu00,3370,0582lg 0,0001lg[Cu2];0,22 B.Второй электрод с более низкой концентрацией катионов Cu 2+ выступаетв роли анода, так как имеет более низкий электродный потенциал.ЭДС = Е катода – Е анода = 0,337 – 0,22 = 0,12 В.Процессы, протекающие на электродах, следующие:(К) Cu 2+ + 2ē Cu 0 ;(А) Cu 0 - 2ē Cu 2+ .Задача № 7. Рассчитать произведение растворимости AgI, если электродвижущаясила концентрированного элементаAg/AgI (насыщ. р-р)//Ag + (0,1 М р-р AgNO 3 )/Ag равна 0,401 В.Решение. Прежде всего, рассчитаем электродный потенциал катода,предположив, что AgNO 3 диссоциирует полностью:[Ag + ] = [AgNO 3 ] = 0,1 моль/л;00/ AgAg / AgE E0Agn = 1, так как Ag + + 1ē Ag 0 .E 0Ag/ Ag0AgE 00,799/ Ag0,05810,058n0,799 В;lg 0,1lg[Ag];0,741 В.149

Зная величину электродного потенциала катода и величину ЭДС, рассчитаемвеличину электродного потенциала анода:ЭДС = Е катода – Е анода ;Е анода = Е катода – ЭДС = 0,741 – 0,401 = 0,34 В.Рассчитаем концентрацию ионов [Ag + ] у анода:0AgЕ E 0анода/Ag0,058nlg[Ag];lg[Ag]ЕанодаE0Ag0,0580/ Ag0,34 0,7990,0587,914;[Ag + ] = 1,2∙10 -8 моль/л.В насыщенном растворе AgI устанавливается следующее равновесие:AgI ⇄ Ag + + I¯;[Ag + ] = [I¯ ].Рассчитаем произведение растворимости AgI:ПP AgI = [Ag + ] [I¯ ] = [Ag + ] 2 ;ПP AgI = (1,2∙10 -8 ) 2 = 1,44∙10 -16 .Задача № 8. Рассчитать ЭДС свинцового аккумулятора, состоящего изшести банок, соединенных последовательно.Решение. Рассчитаем ЭДС одной банки свинцового аккумулятора. Приразрядке аккумулятора происходят следующие процессы:суммарный – Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4разрядка2PbSO 4 + 2H 2 O;на катоде – (К) PbO 2 + 2ē + 4Н + + SO 2- 4 PbSO 4 + 2H 2 O;на аноде – (А) Pb – 2ē + SO 2- 4 PbSO 4 .Для каждой из электродных полуреакций находим в справочнике значениястандартных электродных потенциалов:Е 0 анод = -0,356 В;Е 0 кат = +1,68 В;150

ЭДС = Е 0 кат – Е 0 анод = 1,68 – (-0,356) = 2,04 В.Электродвижущая сила шести последовательно соединенных банок будетравна:ЭДС = 2,04 ∙ 6 = 12,24 В.12.2. Задачи для самостоятельного решения1. В каком направлении будут перемещаться электроны по проволоке,соединяющей полюсы гальванических элементов:1) Mg/Mg(NO 3 ) 2 //Pb(NO 3 ) 2 /Pb; 2) Pb/Pb(NO 3 ) 2 //Cu(NO 3 ) 2 /Cu;3) Cu/Cu(NO 3 ) 2 //AgNO 3 /Ag ?2. Рассчитать ЭДС гальванического элемента, образованного никелевымэлектродом, погруженным в 0,1 М раствор NiSO 4 , и медным электродом, погруженнымв 0,2 М раствор CuSO 4 . Выразить молекулярным и ионным уравнениямипроисходящую при работе гальванического элемента реакцию.3. Составить два гальванических элемента, в одном из которых никельявлялся бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящихпри работе этих элементов, указать величину ЭДС при стандартныхусловиях.4. Рассчитать ЭДС гальванического элемента, в котором при 298Кустановилось равновесие: Fe + 2Ag + Fe 2+ + 2Ag, если [Fe 2+ ] = 10 -2 моль/л,[Ag + ] = 10 -3 моль/л.5. Определить концентрацию ионов Cu 2+ в растворе, если при 298КЭДС гальванического элемента, в котором установилось равновесиеZn+Cu 2+ Zn 2+ + Cu, равна 1,16 В, а [Zn 2+ ] = 10 -2 моль/л.6. Рассчитать электродвижущую силу концентрационного элемента, схемакоторого следующая:Al/Al 3+ (2M) // Al 3+ (0,01 M)/Al.Написать процессы, происходящие на электродах.151

13. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА13.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Описать анодный и катодный процессы электролиза расплавовследующих ионных соединений: KBr, LiCl, CaF, Al 2 O 3 , NaBr.Пример 1. Записать уравнения процессов, происходящих при электролизерасплава KBr.Решение. В расплавленной массе происходит термическая ионная диссоциацияэтого вещества:Al 2 O 3 .KBr (расплав) K + + Brˉ .Процессы, происходящие на электродах, следующие:(К-) 2К + + 2е 2К 0 – восстановление на катоде;(А+) 2Brˉ – 2e Br 2 – окисление на аноде.2KBrэл. ток2K + Br 2 – суммарный процесс.Пример 2. Описать процессы, происходящие при электролизе расплаваРешение. Его термическая ионная диссоциация:4Al 2 O 3 4Al +3 + 4AlO 3 -3 .(К-) 4Al +3 + 12е 4Al 0 ;(А+) 4AlО 3 -3 – 12e 2Al 2 O 3 + 3O 2 .2Al 2 O 3эл.ток4Al + 3O 2 .Задача № 2. Описать анодный и катодный процессы электролиза водныхрастворов ионных соединений (электроды инертные): HBr, H 2 SO 4 ,KOH, AgNO 3 , KBr, Ca(NO 3 ) 2 , CuCl 2 . Объяснить происходящие процессы,применяя потенциалы разложения и правило порядка разрядкичастиц при электролизе.Пример 1. Как протекает электролиз раствора HBr?Решение. При электролизе растворов следует учитывать диссоциацию воды.Электролитическая диссоциация HBr:152

HBr H + + Brˉ.Электролитическая диссоциация воды:H 2 O H + + OHˉ.Положительно заряженные частицы (катионы) направляются к катоду, аотрицательно заряженные частицы (анионы) – к аноду:(К–) Н +;(А+) Brˉ, OHˉ.На катоде происходит восстановление катионов Н + , а на аноде – окислениетой частицы, восстановительные свойства которой наиболее сильные, т.е.частицы, обладающей самым низким потенциалом разложения. Такой частицейявляется Brˉ, так какЕ разл,Brˉ = 1,09 B;Е разл,OHˉ = 1,7 B.Таким образом, окисляются ионы Brˉ:(K–) 2H + + 2e H 2 ;(A+) 2Brˉ – 2e Br 2 .Суммарный процесс – 2HBrэл.токH 2 + Br 2 .Пример 2. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизераствора H 2 SO 4 .Решение. Частицы в растворе следующие:H 2 SO 4 . → 2Н + + SO 4 -2 ;H 2 O H + + OHˉ.(К–) H + ;(А+) OHˉ, SO 4 -2 .Е разл,OHˉ = 1,7 B;E 2разл.SO - = 2,7 В.4Окисляться на аноде должны анионы ОНˉ, но так как их концентрация всильнокислой среде очень низкая, то реально окисляются молекулы воды:(К–) 4Н + + 4е 2Н 2 ;(А+) 2Н 2 О – 4е О 2 + 4Н + .153

эл.токСуммарный процесс – 2Н 2 О 2H 2 + О 2 .Пример 3. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизераствора КОНˉ.Решение. КОНˉ → К + + ОНˉ;Н 2 О Н + + ОНˉ;(К–) К + , Н + ;(А+) ОНˉ.На катоде происходит восстановление той частицы, окислительные свойствакоторой наиболее сильные, т.е. частицы, обладающей самым высоким потенциаломразложения.Обычно потенциал разложения на катоде определяют в каждом конкретномслучае, учитывая концентрацию частиц и перенапряжение, которое зависитот многих факторов и, в частности, от материала электрода.Перенапряжение выделения металлов мало (η мет 0), за исключениемFe и Ni (η Fe,Ni = 0,1-0,3 В). Предполагая концентрацию ионов ОНˉ равной10 -1 моль/л, находим, что в исследуемом случае в водном растворе щелочи концентрацияионов Н + [H + ] =свинце1010141= 10 -13 моль/л.Определяем электродный потенциал гальванической пары 2Н + /Н 2 :E0E2H /H 2 2H /H20,058lg [Hn]20,0582260,754 B.Даже с учетом самого большого перенапряжения выделения водорода наPb(ηH= 1,23 В) при использовании свинцового катода потенциал раз-2ложения водорода будет следующим:где Е – электродный потенциал.Е разл = Е – η ;E = -0,754 – 1,23 = -1,984 В,разл, H154

Стандартный электродный потенциал калия E0 = -2,98 В, его потенциалразложения будет близок к стандартному потенциалу из-за ничтожнойвеличины перенапряжения.Таким образом, на катоде будет восстанавливаться ион водорода.В общем случае при электролизе с учетом перенапряжения выделенияводорода водород может находиться в ряду напряжений металлов между Al иMn, поэтому из водных растворов не могут быть восстановлены металлы, стоящиев начале ряда напряжений металлов (щелочные и щелочно-земельные металлыдо Al включительно).Из-за низкой концентрации ионов водорода восстановлению подвергаютсяв реальности молекулы воды:(К–) 4Н 2 О + 4е 2Н 2 + 4ОНˉ;(А+) 4ОНˉ – 4е О 2 + 2Н 2 О.эл.токСуммарный процесс – 2Н 2 О 2H 2 + О 2 .0K/KПример 4. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизеводного раствора AgNO 3 .Решение. AgNO 3 → Ag + + NO 3‾‾;(K–)H 2 O H + + OHˉ;Ag + , H + – восстановлению подвергается ион серебра, так какего потенциал разложения выше, чем у водорода:oEo= 0,799 В.Ag / AgДля нейтральной среды [H + ] = 10 -7 моль/л;E = -0,41 В,2Hесли учесть перенапряжение, то потенциал разложения будет еще ниже./H 2(А+) NO 3ˉ, OHˉ – должны подвергаться электролизу анионы ОНˉ, таккак Е разл,ОНˉ = 1,7 В, Eразл,NO- = 2,0 В, т.е. Е разл,ОНˉ < E - .3разл,NO 3В действительности окисляются молекулы Н 2 О из-за низкой концентрациианионов ОНˉ: [OHˉ] = 10 -7 моль/л:(K–) 4Ag + + 4e 4Ag 0 – восстановление;155

(А+) 2Н 2 О – 4е О 2 + 4Н + – окисление;4Н + + 4NO 3ˉ 4HNO 3 – вторичный процесс.Суммарный процесс – 4AgNO 3 + 2Н 2 О эл.ток 4Ag 0 + О 2 + 4HNO 3 .Пример 5. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизеводного раствора КВr.Решение. KBr → K + + Brˉ;H 2 O H + + OHˉ;(K–) К + , Н + – восстанавливается Н + , так как E E .разл, НВ реальности восстанавливаются молекулы Н 2 О из-за низкой концентрацииионов Н + в воде.(А+) Brˉ, OHˉ, так как E E , то окисляются анионыразл,Br разл,OHBrˉ.(К–) 2Н 2 О + 2е Н 2 + 2ОНˉ – восстановление;2К + + 2ОНˉ 2КОН – вторичный процесс;(А+) 2Brˉ – 2e Br 2 – окисление.Суммарный процесс – 2KBr + 2Н 2 О эл.ток Br 2 + 2KOH + H 2 .Пример 6. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизеводного раствора Ca(NO 3 ) 2 .Решение. Ca(NO 3 ) 2 → Сa +2 + 2NO 3ˉ;H 2 O H + + OHˉ;(K–) Сa +2 , Н + , так как E E 2 0 , то должны восстанавливатьсяионы Н + , но в воде из-за их низкой концентрации электролизуразл, H Ca /Caподвергаются молекулы воды.NO3(А+) NO 3ˉ, OHˉ, так как E E ,разл, OH разл,поэтому разлагаютсяионы ОНˉ, а точнее, молекулы H 2 O по причине, изложенной ранее.(К–) 4H 2 O + 4е 2Н 2 + 4ОНˉ;2Са +2 + 4ОНˉ 2Са(ОН) 2 ;(А+) 2H 2 O – 4е О 2 + 4Н + ;156K/K

4Н + + 4NO 3ˉ 4HNO 3 .Суммарный процесс –2Ca(NO 3 ) 2 + 6H 2 O эл.ток 2H 2 + O 2 + 2Ca(OH) 2 + 4HNO 3 .Пример 7. Написать уравнения процессов, происходящих приэлектролизе водного раствора CuCl 2 .Решение. CuCl 2 → Сu +2 + 2Сlˉ;Н 2 О Н + + ОНˉ;(K–) Cu +2 , H + , электролизу, безусловно, подвергаются катионы Cu +2 ;(A+) Clˉ, OHˉ, электролизу подвергаются анионы Clˉ;(K–) Сu +2 + 2e Cu 0 ;(A+) 2Сlˉ – 2e Cl 2 .Суммарный процесс – CuCl 2 эл.ток Cu 0 + Cl 2 .Задача № 3. Написать уравнения процессов, происходящих приэлектролизе водных растворов электролитов с растворимым анодом.Пример. Записать уравнения электродных процессов, протекающих приэлектролизе водного раствора CuSO 4 с медным анодом.Решение. В водном растворе CuSO 4 имеем:CuSO 4 → Сu +2 + SO 4 -2 ;Н 2 О Н + + ОНˉ;(К–) Сu +2 , H + ;(A+) SO 4 -2 , OHˉ, Cu 0(частицы материала анода).На катоде происходит восстановление меди:Eразл, Нна аноде –EEразл, SO 4разл, OH2ECu2/Cu02 B,1,7 B,;E = 0,377 В.Cu2/Cu0У меди самый низкий электродный потенциал, таким образом, окисляетсямедь:157

(К–) Cu +2 + 2e Cu 0 ;(A+) Cu 0 – 2e Cu 0 .Изученный процесс электролиза является промышленным методомрафинирования меди.Задача № 4. Рассчитать теоретическое напряжение разложения раствораэлектролита определенной концентрации.Пример 1. Рассчитать теоретическое напряжение разложения U (разл.теор)0,01 М раствора HCl.Решение. Теоретическое напряжение разложения – это ЭДС гальваническогоэлемента, образующегося в ходе электролиза, с направлением тока,противоположным току от внешнего источника. Электродные процессы приэлектролизе HCl следующие:(К–) 2Н + + 2е Н 2 ;(A+) 2Clˉ – 2e Cl 2 .Таким образом, имеет место образование гальванического элемента:катод (–) Cl 20 /2Clˉ//2H+ /H2 (+) анод.Рассчитаем редокс-потенциалы каждой гальванической пары:E2H/H 2E02H/H 20,058nlg [H]2,E 0 2H /H 20,0B,n = 2,Для упрощения принимаем α = 1.[H + ] = 0,01 моль/л;[Сlˉ] = 0,01 моль/л.EClEE22H /H2/2ClCl 2 /2Cl[Cl] = [H + ] = [HCl] α i, i = 1.E0,00/2Cl Cl20,0582lg0,010,058n2lg [Cl0E = 1,359 B.Cl2/2Cl1,3590,058 2lg 0,0121580,116 B.]2,1,243 B.n = 2.

U разл.теор = ЭДС = Е кат – Е анод = 1,243 + 0,116 = 1,359 В.Пример 2. Рассчитать действительное напряжение разложенияU разл.реальн воды на гладких платиновых электродах (предполагаем плотностьтока при электролизе равной 1 мА/см 2 и t = 22 о С).Решение. Считаем, прежде всего, теоретические потенциалы разложенияна катоде и на аноде, а это и есть электродные потенциалы на катоде и на анодегальванического элемента, образующегося в результате электролиза воды.Электролиз воды159Гальванический элемент(К-) 4H 2 O + 4e 2H 2 + 4OH¯ (А+)(А+) 2H 2 O – 4e О 2 + 4H + (К-)Для обеих электродных реакций определяем стандартные редокспотенциалыпо таблицам:анод гальванического элемента – 2H 2 O + 2eЕ 0 = -0,828 В;H 2 + 2OH¯,катод гальванического элемента – O 2 + 4H + + 4e 2H 2 О,Е 0 = 0,815 В (при рН = 7).Для катода найденное в таблице значение стандартного редокспотенциалапри рН = 7 является значением теоретического потенциала разложенияна катоде:Нернста:Е катод,теор = Е 0 катода = 0,815 В.Определяем теоретический потенциал разложения на аноде по формулеЕанод,теорв воде рН = 7, ОН¯ = 10 -7 моль/л.чтоEанод,теор0Еанод- 0,8280,058 1lgn [OH0,058 1lg2 7 2(10 );2]0,422 B.Определяем потенциалы разложения на катоде и на аноде с учетом того,PtPt0,09 B;H 2O20,7 B.А затем определим действительное напряжение разложения воды.

Воспользуемся удобной для этих целей потенциальной диаграммой электролиза(рис.2).ЕЕ разл.катодаК (для гальваническогоэлемента)А (для электролизнойустановки)η катодаЕ катода теорU разл.реальнА (для гальваническогоэлемента)К (для электролизнойустановки)ЭДС = U разл.теорη анодаЕ анода теорЕ разл.анодаЕ разл.катода = Е катода теор +Е разл.анода = Е анода теор +Рис. 4. Диаграмма электролизаPtη = 0,815 + 0,7 = 1,515 В;O 2Ptη = -0,422 – 0,09 = -0,431 В;H 2U разл.реальн = Е разл.катода - Е разл.анода = 1,515 – (-0,431) = 1,946 В.Реальное напряжение разложения воды – 1,946 В.Задача № 5. Провести расчеты по законам электролиза.Пример. Через водный раствор хлорида меди (II) пропускают постоянныйток силой 3А в течение 6 ч. Определить массу меди, осажденную на катоде, иобъем хлора, выделенного на аноде (н.у.), если выход по току равен 75 %.Решение. Электродные процессы электролиза CuCl 2 :(K–) Cu +2 + 2e Cu 0 ;(A+) 2Clˉ – 2e Cl 2 .Cогласно объединенной формуле законов ФарадеяmτЭ I R96487i,160

VCl2mCumClM2ClЭV2I R96487CuMЭClτЭClM2iClI2τ31,77RiVM9648735,5 г / моль;М2 Cl 23 6 360096487360,753600 22,42 9648771 г / моль.160,75г;5,64 л.13.2. Задачи и упражнения для самостоятельного решения1. Записать катодные и анодные процессы электролиза водныхрастворов:а) NaI на угольном аноде;б) Cu(NO 3 ) 2 на платиновом аноде;в) ZnSO 4 на цинковом аноде;г) CaF 2 на угольном аноде;д) CuSO 4 , KCl, HNO 3 одновременно на угольных электродах.2. Электролиз раствора сульфата цинка проводили с нерастворимыманодом в течение 6,7 ч, в результате чего выделилось 5,6 л кислорода,измеренного при н.у. Вычислить силу тока и количество осажденного цинкапри выходе его по току 70 %.3. Рассчитать теоретическое напряжение разложения 2 н раствораH 2 SO 4 .4. Сколько граммов никеля можно получить, если через растворNiSO 4 пропускать ток силой 5 А в течение 10 мин?5. При пропускании тока силой 2 А в течение 1 ч 14 мин 24 с черезводный раствор хлорида металла (II) на одном из графитовых электродоввыделилось 2,94 г металла. Чему равна атомная масса металла, если выход потоку 100 %, и что это за металл? Напишите уравнения реакций, протекающихна электродах.6. При электролизе сульфата натрия получили при н.у. 448 л Н 2 .Напишите уравнения реакций, протекающих на нерастворимых электродах, ирассчитайте, сколько времени протекал электролиз, если сила тока была 100 А.161

14. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. МЕТОДЫ ЗАЩИТЫМЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ14.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Железная пластинка погружается в разбавленный растворHCl. Наблюдается выделение водорода с ее поверхности. Еслидотронуться до этой пластинки медной проволокой, водород начинаетвыделяться с поверхности медной проволоки, хотя железо продолжаетрастворяться, причем более интенсивно. Объяснить это явление.Написать катодный и анодный процессы электрохимическойкоррозии. Указать продукт коррозии.Решение. При погружении железной пластинки в раствор HCl происходитгетерогенная ОВ реакция:Fe 0 + 2HCl FeCl 2 + H 2 ↑.При касании железа медью образуется короткозамкнутый гальваническийэлемент, состоящий из железного и медного электродов, загруженных в растворэлектролита. Медный электрод играет роль катода, так как он имеет болеевысокий электродный потенциал. На катоде должен протекать процессвосстановления, а на аноде – железной пластине – процесс окисления:(A) Fe 0 – 2ē Fe 2+ .Таким образом, железо продолжает растворяться, причем скоростьэлектрохимического процесса выше, чем скорость обычного окислительновосстановительногопроцесса.На катоде происходит деполяризация, т.е. процесс восстановления какихлибочастиц, называемых деполяризатором, избытком электронов.В кислой среде роль деполяризатора играют катионы водорода:(К) 2Н + + 2ē Н 2 ↑.Таким образом, водород выделяется с поверхности меди, несмотря наотсутствие взаимодействия НСl с ней. Продукт коррозии – FeCl 2 . Процессы,происходящие при электрохимической коррозии, представлены на рис.5.162

Задача № 3. Кладут в один стакан, содержащий солевой раствор, кусочекчистого железа, а в другой стакан, содержащий такой же солевойраствор, – кусочек железа, соединенный с кусочком свинца. В обастакана есть доступ кислороду воздуха. Через несколько днейопределяют содержание ионов железа в обоих стаканах. В каком изстаканов концентрация ионов железа будет больше ?Решение. Кислород растворяется в водном растворе. Железо,погруженное в солевой раствор, в присутствии растворенного кислорода будетподвергаться коррозии, хотя и медленно, так как оно чистое, а чистые металлымедленно корродируют (обычно присутствие примесей в железе (чугуне) резкоувеличивает скорость коррозии).Процесс коррозии чистого железа может быть представлен следующейсхемой:4Fe + 3O 2 + 6H 2 O 4Fe(OH) 3 ,где Fe(OH) 3 ,– один из компонентов ржавчины.Железо в контакте с менее активным свинцом играет роль анода иподвергается электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией насвинцовом катоде:(К) O 2 + 2H 2 O + 4ē 4ОНˉ;(А) Fe 0 – 2ē Fe 2+ ;Fe 2+ + 2OHˉ Fe(OH) 2 .Fe(OH) 2 легко окисляется до Fe(OH) 3 . Таким образом, продуктомкоррозии является Fe(OH) 3 :4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4Fe(OH) 3 .Скорость электрохимической коррозии намного выше скоростихимической коррозии, поэтому в стакане, содержащем железо, соединенное сосвинцом, концентрация ионов железа Fe 3+ будет выше, чем в стакане с чистымжелезом.Задача № 4. Описать процессы электрохимической коррозии,протекающие на оцинкованном железе при наличии трещин взащитном слое:а) в кислой среде;б) в нейтральной среде в присутствии кислорода.164

Решение. Покрытие железа цинком относится к анодным покрытиям, таккак металл покрытия более активный, чем защищаемый металл, а значит, вслучае протекания электрохимической коррозии он играет роль анода.В кислой среде на поверхности катода, т.е. на поверхности железа,протекает водородная деполяризация (рис.6):(К) 2Н + + 2ē Н 2 ↑;(А) Zn 0 – 2ē Zn 2+ .Zn 2+ H + H 2Zn(A)-- -- ---- --eFe(K)Zn(A)Рис.6. Водородная деполяризация в кислой средеВ нейтральной среде в присутствии кислорода на поверхности катода(железа) протекает кислородная деполяризация (рис.7):(К) О 2 + 2Н 2 О + 4ē 4ОНˉ;(А) Zn 0 – 2ē Zn 2+ .Продукт коррозии, образующийся по реакцииZn 2+ + 2ОНˉ Zn(OH) 2 – гидроксид цинка.165

Zn(A)Zn 2+--- - -- ---eO+2HO 2 2 4OHFe(K)Zn(A)Рис.7. Кислородная деполяризация в нейтральной средеЗадача № 5. Описать процессы электрохимической коррозии,протекающей на хромированном железе при наличии трещин взащитном слое:а) в кислой среде;б) в нейтральной среде в присутствии кислорода.Решение. Покрытие железа хромом относится к катодным покрытиям, таккак металл покрытия менее активный, чем защищаемый металл, а значит, вслучае протекания электрохимической коррозии он играет роль катода.Защищаемый металл играет роль анода, т.е. подвергается разрушению.В кислой среде на поверхности катода, т.е. на поверхности хрома,протекает водородная деполяризация (рис.8):(К) 2Н + + 2ē Н 2 ↑;(А) Fe 0 – 2ē Fe 2+ .166

H + H 2Cr(K)Fe(A)Fe 2+- - -------eCr(K)Рис.8. Водородная деполяризация в кислой средеВ нейтральной среде в присутствии кислорода на поверхности катода(хрома) протекает кислородная деполяризация (рис.9):(К) О 2 + 2Н 2 О + 4ē 4ОНˉ;(А) Fe 0 – 2ē Fe 2+ .Cr(K)O+2HO 2 24OHFe 2+---- ----Fe(Ą)Cr(K)Рис.9. Кислородная деполяризация в нейтральной средеПродукт коррозии, образующийся по реакцииFe 2+ + 2OHˉ Fe(OH) 2 ,на воздухе окисляется:Fe(OH) 2 + О 2 + 2Н 2 О 4Fe(OH) 3 .167

Задача № 6. Объяснить, почему в стальном сосуде застойная зонаподвергается интенсивной коррозии (нейтральная среда в присутствиикислорода воздуха), тогда как в цинковом сосуде, наоборот, застойнаязона подвергается коррозии в незначительной степени.Решение. Интенсивность (скорость) электрохимической коррозии зависитот ЭДС образующегося короткозамкнутого элемента: чем больше величинаЭДС, тем интенсивнее электрохимическая коррозия.Для электрохимической коррозии ЭДС рассчитывается аналогичнорасчету ЭДС гальванического элемента:ЭДС = Е кат – Е анод ,где Е кат – электродный потенциал электродной полуреакциидеполяризации;Е анод– электродный потенциал металла, подвергающегосяразрушению.Для электродной полуреакции кислородной деполяризацииО 2 + 2Н 2 О + 4ē 4ОНˉEкатE0кат0,058 [Olg4 [OH2]]4.В зоне, подверженной воздействию кислорода, электродный потенциалкатодных участков будет выше, чем в застойной зоне (концентрация кислородав растворе находится в числителе). Таким образом, в начальный момент ЭДСмикрогальваноэлементов в зоне, подверженной воздействию кислорода, будетвыше, чем ЭДС микрогальваноэлементов в застойной зоне, а значит, коррозияанодных участков в зонах, подверженных воздействию кислорода, будетзначительной. Эта коррозия в начальный момент приводит к накоплениюанионов ОНˉ по реакции О 2 + 2Н 2 О + 4е 4ОНˉ, а следовательно, кувеличению рН. Известно, что в щелочной среде железо пассивирует. Такимобразом, в следующий момент коррозия в зонах, подверженных воздействиюкислорода, прекращается, тогда как в застойных зонах а (рис.10) онапродолжается. Вот почему застойные зоны стальных сосудов подвергаютсяинтенсивной коррозии.168

ЭлектролитaРис.10. Коррозия в застойных и аэрируемых зонахВ сосуде из цинка коррозия зон, подверженных воздействию кислорода,всегда будет очень интенсивной, так как щелочная среда не пассивирует цинк,а наоборот, способствует его разрушению:Zn + 2NaOH Na 2 ZnO 2 + H 2 ↑.Поэтому застойная зона меньше подвергается коррозии, чем аэрируемая.Задача № 7. Показать необходимыми расчетами, что платина в контактес золотом никогда не подвергается электрохимической коррозии,тогда как медь в контакте в золотом подвергается электрохимическойкоррозии только в присутствии кислорода в щелочной среде.Решение. Для процесса кислородной деполяризацииО 2 + 2Н 2 О + 4ē ⇄ 4ОН¯электродный потенциал определяется по формуле Нернста:E( катодакисл.депол.)Е0Е0( катодакисл.депол.)( катодакисл.депол.)0,058 [Olg4 [OH0,401 B.2]]4;Eкатода0,4010,0584lg1[OH]40,4010,058(44lg[OH])0,4010,058 p OH.169

В нейтральной среде (рН = 7, рОН = 7)Е катода = 0,401 – 0,058∙7 = 0 В.В щелочной среде (рН 14, рОН 0)Е катода 0,401 В.Для того, чтобы протекала электрохимическая коррозия, необходимоследующее:ОтсюдаEЭДС = Е катода – Е анода > 0.( катодакисл.депол.)Е0анода(разр.металл)Таким образом, электродный потенциал металла (анода) должен бытьниже 0 В в нейтральной среде или ниже 0,401 В в сильно щелочной среде(рН=14). Если находятся в контакте золото и платина, платина играет рольанода, но ее стандартный электродный потенциал.E 02 0= 1,19 В. Хотя вPt / Ptреальных условиях из-за низкой концентрации катионов платины электродныйпотенциал платины будет ниже, чем ее стандартный потенциал, однако оностается выше, чем 0,401 В, а значит, электрохимической коррозии скислородной деполяризацией не будет.Медь в контакте с золотом может подвергаться электрохимическойкоррозии с кислородной деполяризацией, особенно в щелочной среде, так какE 02 0= 0,337 В, а это ниже 0,401 В.Cu / CuОстается показать отсутствие электрохимической коррозии с водороднойдеполяризацией для обоих случаев.Электродный потенциал водородной деполяризации выражаетсяуравнением:EкатодаЕ02Н/ Н20,0582lg [H2Н + + 2е ⇄ Н 2 , n = 2, 0,0 B;Е 02Н/ Н 2]2;170

Eкатода0,00,0582lg [H]20,058 pH.В кислой среде рН = 0, Е катода = 0 В.В слабокислой среде рН 7, Е катода -0,406 В.Таким образом, металлы, имеющие электродный потенциал выше 0 В, вкислой среде не подвергаются электрохимической коррозии с водороднойдеполяризацией.14.2. Задачи для самостоятельного решения1. В каком случае коррозия железа будет протекать интенсивнее: приповреждении покрытия луженого железа или оцинкованного?2. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако,если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то намеди начинается бурное выделение водорода. Объяснить это явление, составивуравнения анодного и катодного процессов.3. Если на стальной предмет нанести каплю воды, то коррозииподвергается средняя, а не внешняя часть смоченного металла. Послевысыхания капли в ее центре появляется пятно ржавчины. Чем это можнообъяснить? Какой участок металла, находящийся под каплей воды, являетсяанодным и какой катодным? Составить уравнения соответствующих процессов.4. В раствор соляной кислоты поместили цинковую пластинку, частичнопокрытую никелем. В каком случае процесс коррозии цинка происходитинтенсивнее?5. Какой металл может служить протектором при защите железа откоррозии в водном растворе с рН = 10 при контакте с воздухом? Написатьуравнения реакций протекающих процессов.6. Алюминий склепан с медью. Какой из металлов будет подвергатьсякоррозии в кислой среде? Составить схему гальванического элемента,образующегося при этом. Подсчитать ЭДС и ΔG 0 298 этого элемента пристандартных условиях.171

15. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ15.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Написать уравнения реакций окисления следующихщелочных металлов: Li, Na, K – в атмосфере воздуха при обычной ивысокой температурах.Решение. Щелочные металлы стоят в начале ряда напряжений металлов.Являясь наиболее активными, они легко окисляются кислородом воздуха ужепри обычных температурах. Однако для каждого из указанных металлов естьсвои особенности. Литий уже при обычных температурах реагирует как скислородом воздуха, так и со вторым компонентом воздуха – азотом, образуя,соответственно, оксид и нитрид лития:4Li + O 2 2Li 2 O;6Li + N 2 2Li 3 N.При высоких температурах вместо оксида лития образуется пероксидлития:2Li + O 2 2Li 2 O 2 .Натрий: а) при обычной температуре –4Na + O 2 2Na 2 O;б) при высоких температурах –2Na + O 2 Na 2 O 2 (пероксид натрия);6Na + N 2 2Na 3 N.Калий: а) при обычной температуре – 4К + O 2 2К 2 O;б) при высоких температурах –2К + O 2 К 2 O 46К + N 2 2K 3 N.(супероксид калия);Задача № 2. Основываясь на знании общих химических свойствметаллов, написать уравнения следующих химических реакций:1) Fe + O 2 ; 8) Mg + HNOоч.разб 3 ;172

2) Fe + O 2t; 9) Cu +3) Al + H 2 O ; 10) Mg +4) Fe + H 2 OtHконц 2 SO 4 ;Hконц 2 SO 4 ;; 11) Al + NaOH + H 2 O ;5) Cu + O 2 + H 2 O ; 12) Be + NaOH ;6) Mn + HCl ; 13) Zn + Pb(NO 3 ) 2 .7) Hg +HNOконц 3 ;Решение. 1) 4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 ;2) 3Fe + 2O 2 Fe 3 O 4 ;3) 2Al + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 ;4) 3Fe + 4H 2 OttFe 3 O 4 + 4H 2 ;5) Электрохимическая коррозия меди с кислороднойдеполяризацией:(А) 2Cu – 4ē 2Сu 2+ ,(K) O 2 + 2H 2 O + 4ē 4OHˉ;2Cu + O 2 + 2H 2 O 2Cu(OH) 2 ;6) Mn + 2HCl MnCl 2 + H 2 ↑;7) Hg + 4 HNOконц 3 Hg(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ↑ + 2H 2 O;8) Mg + HNO 10оч.разб 3 4Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O;9) Cu + 2 H CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O;конц 2 SO 410) Mg + 5 H 4MgSO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O;конц 2 SO 411) Al + 2NaOH + 6H 2 O 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑;12) Be + 2NaOH Na 2 BeO 2 + H 2 ↑;13) Zn + Pb(NO 3 ) 2 Pb + Zn(NO 3 ) 2 .173

Задача № 3. С какими из следующих веществ может реагировать ртуть:HCl,HNOразб 3 , NaOH, AgNO 3 , CuCl 2 ?Решение. HCl + Hg ↛ ;8 HNOразб 3 + 6Hg 3Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O;NaOH + Hg ↛ ;2AgNO 3 + Hg Hg(NO 3 ) 2 + 2Ag;CuCl 2 + Hg ↛ .Задача № 4. Среди металлов: Na, Ca, Mg, Al, Zn – найти наиболее инаименее сильный восстановитель:а) в водных средах;б) в неводных средах.Решение. В водных средах количественной характеристикойвосстановительных свойств металла является величина его электродногопотенциала. Для изучаемых металлов величины стандартных электродныхпотенциалов следующие:0Ca2E = -2,87 В;0Mg2/Ca0E = -2,37 В;0Zn2/Mg0E = -0,76 В./Zn00NaE = -2,71 В;0Al3174/Na0E = -1,66 В;/Al0Наиболее низкий электродный потенциал у кальция, значит, он наиболеесильный восстановитель в водных средах, а наиболее высокий электродныйпотенциал у цинка, значит, он наиболее слабый восстановитель средиперечисленных металлов.В неводных средах количественной характеристикой восстановительныхсвойств металла является величина его энергии ионизации.Величины энергий ионизации изучаемых металлов находим всправочнике:E i,Na = 5,14 эВ; E i, Al = 5,98 эВ; E i, Ca = 6,11 эВ;

E = 9,39 эВ; E i, Zn = 9,39 эВ.i,MgНаиболее низкая энергия ионизации (ионизационный потенциал) унатрия – самого сильного восстановителя из перечисленных металлов,наиболее высокая энергия ионизации у цинка – самого слабого восстановителя.Задача № 5. Составить и уравнять с помощью электронного баланса ОВреакции.Решение. Ниже приводятся уравнения уже составленных и уравненныхреакций:1) Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;конц2) 3Cu +8HNO 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O;3разб3) 3V +4) 3Sn +5) Sn +6) 3Tc +7) Pb +8) Hg +9) 6Hg +10) W +5HNO 3 3HVO 3 + 5NO + H 2 O;конц8 HNOразб 3 3Sn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O;4 HNOконц 3 H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O;7 HNOконц 3 3HTcO 4 + 7NO + 2H 2 O;4 HNOконц 3 Pb(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;4 HNOконц 3 Hg(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;8 HNOразб 3 3Hg(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O;2 HNOконц 3 + 8HF H 2 [WF 8 ] + 2NO + 4H 2 O;11) Ti + 6HF H 2 TiF 6 + 2H 2 ↑;12) 3Ti + 4HNO 3 + 18HF 3H 2 [TiF 6 ] + 4NO + 8H 2 O;13) 3Zr + 4HNO 3 + 18HCl 3H 2 [ZrCl 6 ] + 4NO + 8H 2 O;14) 3Pt + 4HNO 3 + 12HCl 3PtCl 4 + 4NO + 8H 2 O;175

15) Au + HNO 3 + 4HCl H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O;16) Cr + 3NaNO 3 + 2NaOH Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + H 2 O;17) Mo + 3NaNO 3 + 2NaOH Na 2 MoO 4 + 3NaNO 2 + H 2 O;18) 4Nb + 5O 2 + 12KOH 3K 3 NbO 4 + 6H 2 O;19) Os + KClO 3 + 2NaOH Na 2 OsO 4 + KCl + H 2 O;20) Pb + 2KOH + 2H 2 O K 2 [Pb(OH) 4 ] + H 2 ↑;21) Ge + 2KOH + 2H 2 O 2 K 2 [Ge(OH) 6 ];22) 5Zn+2KMnO 4 +8H 2 SO 4 5ZnSO 4 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O;23) 4Au + O 2 + 8KCN + 2H 2 O 4K[Au(CN) 2 ] + 4KOH.потенциалЗадача № 6. Каким методом может быть получен металлический магний?Решение. Магний – это очень активный металл, его электродный0Mg2E = -2,37 В./Mg0Значит, магний может быть получен не электролизом водных растворовсолей магния, а электролизом расплавов его солей, например электролизомрасплава MgCl 2 :MgCl 2 Mg 2+ + 2Clˉ;(K) Mg 2+ + 2ē Mg 0 ;(A) 2Clˉ – 2ē Cl 2 .Магний также может быть получен металлотермией при использованиикакого-либо металла, химическое сродство которого к атому, с которым онсвязан, выше, чем у магния, например:MgCl 2 + 2NaДокажем возможность использования Na:0G 298,MgCl2t 0Mg + 2NaCl.= -141,4 кДж/моль;0G 298,NaCl = -384,5 кДж/моль;0G 298,p =02 G 298,NaCl –0G 298,MgCl2== 2(-384,5) + 141,4 = -627,6 кДж.176

Так как0G 298,p < 0, то реакция термодинамически возможна.Металлический натрий может быть использован для получения металлическогомагния из MgCl 2 .Задача № 7. При смешивании расплавленных масс магния и свинцаобразуется интерметаллическое соединение, содержащее 81% Pb.Какова его формула?Решение. Mg x Pb у – формула интерметаллического соединения в общемвиде. Индексы х и у находим из следующих отношений:x : у% Mg % Pb: ;M MMg19 81x : у : = 0,782 : 0,391 = 2:1.24,3 207,2Таким образом, формула интерметаллического соединения – Mg 2 Pb.PbЗадача № 8. Для определения процентного содержания серебра в староймонете растворили 0,3 г этой монеты в концентрированной HNO 3 .Затем из полученного раствора серебра осадили раствором солянойкислоты в виде осадка АgCl. Масса осадка равна 0,199 г. Каковосодержание серебра в монете?Решение. Уравнения химических реакций, происходящих в ходе анализа,следующие:AgCl.Ag +2 HNOконц 3 AgNO 3 + NO 2 ↑ + H 2 O;AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 .Согласно уравнениям этих двух реакций, 1 моль Ag образует 1 мольРассчитаем массу серебра, соответствующую 0,199 г AgCl:m AgCl MAg0,199 108m Ag= 0,15 г.M143,5AgClВычислим процентное содержание серебра в монете:177

%AgAgm100%монеты0,15 1000,3050%.15.2. Задачи для самостоятельного решения1. Составить молекулярное и сокращенное ионное уравнениявзаимодействия разбавленной азотной кислоты с металлами: медью, цинком,кальцием.2. Написать молекулярные и ионные уравнения взаимодействияконцентрированной серной кислоты с металлами: медью, алюминием, железом.Указать условия протекания реакций.3. С какими из веществ может реагировать алюминий: NaOH, H 2 O, HCl,Ca(NO 3 ) 2 , CuSO 4 , I 2 , S ? Составить уравнения возможных реакций.4. Расположить данные металлы в порядке убывания восстановительнойактивности в водной среде: Cu, Zn, Fe, Sn, Hg, Ca, Mg, Au, Na.05. Можно ли получить Ni ( ENi2путем электролиза водного раствора; карботермией; алюмотермией? Ответподтвердить необходимыми расчетами.6. Определить процентный состав смеси, состоящей из порошковалюминия, магния и песка, если известно, что при обработке 2,5 г смесираствором едкого натра выделяется 1,12 л Н 2 (н.у.), а при обработке такого жеколичества смеси соляной кислотой – 2,24 л водорода.7. При взаимодействии 8 г смеси железа и магния с соляной кислотойвыделилось 4,48 л Н 2 (н.у.). Сколько граммов железа и магния содержалось всмеси?8. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществитьпревращения:Fe 3 O 4 Fe FeCl 2 Fe(OH) 2 FeOHNO 3 Fe(NO 3 ) 2 .9. В раствор AgNO 3 помещена медная пластинка массой 9,547 г. Черезнекоторое время пластинка была вынута из раствора, промыта, высушена и178/Ni0= -0,25 В) следующими способами:

взвешена. Масса ее оказалась равной 9,983 г. Сколько серебра выделилось напластинке?10. Сколько требуется 34%-ного раствора азотной кислоты (ρ = 1,21) длярастворения 100 г серебра?16. ОБЗОР ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ d-МЕТАЛЛОВ16.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. На основании знания свойств d-металлов дописатьуравнения следующих реакций, приведенных в примерах.Пример 1. Ti + HNO 3 конц ; Ti + HNO 3 разб .Решение. Так как большинство d-металлов склонно к образованиюзащитных оксидных пленок, то под действием концентрированной азотнойкислоты, являющейся активным окислителем, поверхность титана (как и Zr, Hf,Nb, Cr) покрывается плотным оксидным слоем:Ti + HNO 3 конц TiO 2 + NO 2 + H 2 O;Ti 0 – 4ē = Ti 4+ 1;N 57 + ē = N 4+ 4;Ti + 4HNO 3 конц TiO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.Происходит пассивация металла, реакция прекращается.Разбавленная азотная кислота при нагревании довольно активноразрушает металл:Ti + 4HNO 3 разбtH 2 TiO 3 + NO;Ti – 4ē = Ti 4+ 1;N 57 + 3ē = N 2+ 4;3Ti + 4HNO 3 + H 2 O = 3H 2 TiO 3 + 4NO.Пример 2. V + KOH + O 2 ; W + NaOH + O 2 .Решение. Со щелочами реагируют металлы, оксиды и гидроксидыкоторых амфотерны. Данные металлы могут реагировать с расплавами щелочейв присутствии окислителя:179

4V + 4KOH + 5O 2 = 4KVO 3 + 2H 2 O;2W + 4NaOH + 3O 2 2Na 2 WO 4 + 2H 2 O.Задача № 2. По степени окисления определить характер оксидов игидроксидов d-металлов. Показать с помощью уравнений реакцийхимические свойства данных соединений.Пример 1. Определить характер оксидов: TiO, V 2 O 5 , MnO 2 , Fe 2 O 3 .Решение. TiO является основным оксидом. В нем титан проявляетминимальную степень окисления. Для основных оксидов характерны реакции скислотами:TiO + 2HCl = TiCl 2 + H 2 O;TiO + 2H + = Ti 2+ + H 2 O.Оксид V 2 O 5 кислотный, так как ванадий в нем проявляет максимальнуюстепень окисления. V 2 O 5 можно растворить в щелочи:V 2 O 5 + 2NaOH = 2NaVO 3 + H 2 O;V 2 O 5 + 2OH¯ = 2VO 3¯ + H 2 O.Оксиды MnО 2 и Fe 2 O 3 – амфотерные соединения с промежуточнойстепенью окисления элементов. Они взаимодействуют как с кислотами, так и сощелочами. Рассмотрим на примере диоксида марганца:MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;MnO 2 + 4H+ = Mn 2+ + Cl 2 + 2H 2 O;MnO 2 + 2NaOH = Na 2 MnO 3 + H 2 O;2-MnO 2 + 2OH¯ = MnО 3 + H2 O.Пример 2. Составить формулы гидроксидов d-металлов: Ti(III), V(V),Cr(VI), Cr(III), Mn(IV), Fe(II), Fe(VI) – и дать им названия.Решение. Гидроксиды – это и основания, и кислоты, т.е. продуктыпрямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. Их характер зависит,прежде всего, от проявляемой элементом степени окисления. Поэтому, еслиобразуемый d-металлом оксид основной, ему соответствует основание, есликислотный – кислота, для амфотерного оксида присущи две формысуществования гидроксидов.180

В данных примерах Ti(III) и Fe(II) образуют основания Ti(OH) 3 иFe(OH) 2 . V(V), Cr(VI), Fe(VI) соответствуют кислоты:5HVO 3ванадиевая,6H CrOхромовая 2 4или6H2Cr2O7двухромовая,6FeOжелезная 2 4Последняя кислота гипотетическая, обнаружены только ее соли –ферраты. Для оксидов Cr(III) и Mn(IV) характерна амфотерность. Поэтомугидроксиды их пишем в двух формах:Cr(OH) 3 – гидроксид Cr (III); Mn(OH) 4 – гидроксид Mn (IV) иHCrO 2 – хромистая кислота; H 2 MnO 3 – марганцеватистая кислота.В названиях кислот, где элемент проявляет минимальную степеньокисления, появляется суффикс “ист”.Задача № 3. Дописать окислительно-восстановительные реакции.Определить, какие из соединений d-металлов выполняют рольокислителей, какие – восстановителей.Пример. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 .Решение. Определяем степень окисления элементов, входящих в состав1 7 2 2 6 2реагирующих веществ: K Mn O4,Fe S O4. Серная кислота выполняет рольсреды. В кислой среде перманганат калия, в котором марганец проявляетмаксимальную степень окисления, выступает в роли окислителя,восстанавливаясь до Mn 2+ . А ионы железа Fe 2+ , в которых проявляется одна изминимальных степеней окисления элемента, выступают в роли восстановителя,окисляясь до более устойчивого состояния – Fe 3+ . Составляем схему всей2-реакции, используя в качестве противоионов ионы SO 4 :KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.Уравниваем одним из методов, например электронно-ионным:2 MnO 4¯ + 8H + + 5ē Mn 2+ + 4H 2 O;3 2Fe 2+ – 2ē 2Fe 3+ ;2MnO 4¯ + 16H + + 6Fe 2+ = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 6Fe 3+ ;2KMnO 4 + 6FeSO 4 + 8H 2 SO 4 2MnSO 4 + 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.(H).181

Задача № 4. Вычислить процентное содержание или массу металла всодержащих его минералах.Пример 1. Вычислить процентное содержание титана в рутиле TiO 2 .Решение. Определим молярную массу TiO 2 :M = 47,9 + 32 = 79,9 г/моль.( TiO 2 )На долю титана в нем приходится 47,9 г, что составляет:%Tii 100 MTiМминерала1100 47,979,959,94%,где i – число атомов металла в молекуле.Пример 2. Какую массу железа можно получить из 1 т руды, содержащей20 % пустой породы и минерал магнетит Fe 3 O 4 ?Решение. 1) От одной тонны руды 20 % пустой породы составляют200 кг. Следовательно, на долю магнетита приходится 800 кг.2) Используя молярную массу Fe 3 O 4 = 232 кг/моль и зная, что на долюжелеза в ней приходится 168 кг, определим массу железа в 1 т руды:232168800;XX168 800232579 кг.Задача № 5. Вывести формулу минерала.Пример 1. Вывести простейшую формулу минерала, имеющегоследующий состав: 36,8 % железа, 31,6 % титана, 31,6 % кислорода.Решение. Обозначим формулу соединения через Fe X Ti У O Z .X : У : Z36,8 31,6 31,6: :55,8 47,9 160,66 : 0,66 : 1,981:1: 3.Простейшая формула минерала FeTiO 3 – это ильменит.Пример 2. Восстановлением 1,8186 г одного из оксидов ванадияметаллическим кальцием и последующим растворением образовавшегося СаОв соляной кислоте получили 1,0188 г чистого ванадия. Вывести простейшуюформулу оксида.Решение. Обозначим формулу оксида через V X O У . Найдем массукислорода в навеске оксида:m 0 = 1,8188 – 1,0188 = 0,8 г.182

Зная молярные массы кислорода (16 г/моль) и ванадия (50,94 г/моль),найдем количество атомов каждого элемента в молекуле:X : У1,0188 0,8:50,94 160,02: 0,052 : 5.Следовательно, простейшая формула оксида – V 2 O 5 .Задача № 6. Определить количество получаемого металла из данногоколичества минерала или количество воздуха, необходимого для обжигасульфидного минерала, количество восстановителя.Пример 1. Определить объем воздуха (содержит 21 объемный проценткислорода) в нормальных условиях, необходимый для окислительного обжига1250 кг FeS 2 , содержащего 20 % примесей.Решение. Определяем массу чистого FeS 2 :mFeS 2mминерала100 %%FeS21250 801001000 кг.Рассчитываем число молей FeS 2 , содержащихся в 1000 кг FeS 2 :mКМ ,FeS2mFeSКМ2FeS(кг)21831000120Уравнение реакции окислительного обжига FeS 2 –4FeS 2 + 11O 2 2FeO 3 + 8SO 2 .8,33 киломоль.Определяем объем кислорода, необходимый для реакции:4 киломоль FeS 2 – 11 киломоль О 2 или 11∙22,4 м 3 О 2 ;8,33 киломоль FeS 2 – Х.8,33 11 22,4 3VO 2513,1 м О2.4Определяем объем воздуха:VO100%2 513,1 1003Vвозд2443,3 м О2.% O 212Пример 2. Вычислить массу ванадия, которая получится из 23,4 гметаванадата аммония, и массу алюминия, необходимую для восстановленияванадия из V 2 O 5 .

Решение. Запишем химические процессы, протекающие припроизводстве ванадия:2NH 4 VO 3ot2NH 3 + V 2 O 5 + H 2 O; (1)3V 2 O 5 + 10Al + 5Al 2 O 3 + 6V. (2)Вначале по уравнению реакции (1) рассчитаем количество V 2 O 5 ,образующегося из 23,4 г NH 4 VO 3 , если М(NH 4 VO 3 ) = 116,9 г/моль; М(V 2 O 5 ) ==181,8 г/моль:2116,923,4181,8;XX23,4 181,82 116,919 г.Затем определим количество ванадия, которое может быть получено из19 г его оксида:m (V)19 101,8181,810,63 г.По уравнению (2) рассчитаем массу алюминия, необходимого дляполучения 10,63 г ванадия:m (Al)270 10,63305,49,39 (г).Задача № 7. Произведя термодинамические расчеты, определитьтеоретическую возможность осуществления процесса полученияданного металла одним из методов.Пример. Рассчитать энергию Гиббса и возможность восстановленияоксида никеля NiO водородом двумя способами: а) используя стандартныезначения ΔG o соединений; б) используя стандартные значения ΔН o и ΔS o вуравнении Гиббса.Решение. а) Из таблицы находим значения ΔG o для NiO и Н 2 О (пар) .Из следствия закона Гесса имеем:NiO + H 2 = Ni + Н 2 О (пар) .oH 2 OoNiOΔG o р-ции = G G ;ΔG o р-ции = -16,72 кДж.Так как ΔG o < 0, процесс восстановления NiO водородом возможен.184

б) Из таблицы находим значения ΔН o для NiO и Н 2 О (пар) , а также S o длявсех компонентов системы и рассчитаем изменение энтропии реакции итепловой эффект реакции:энтропии.oH 2 OΔН o р-ции = H H ;185oNiOΔН o р-ции = -2,09 кДж, т.е. реакция экзотермическая;o oo oNi H 2O(пар)NiО H 2ΔS o р-ции = (S S ) (S S );ΔS o р-ции = 11,9 Дж/К, т.е. реакция сопровождается возрастаниемПо уравнению Гиббса ΔG = ΔН – T ΔS определим знак ΔG:ΔG o р-ции = -2,09 – 273(11,9∙10 -3 ) = -15,68 кДж.Вывод тот же, что и в первом случае, – процесс восстановления никеляводородом возможен в стандартных условиях.Задача № 8. Произвести расчеты по уравнениям химических реакций,происходящих с d-металлами.Пример. При растворении 36 г сплава цинка с медью в азотной кислотевыделилось 6,58 л газообразных продуктов при 24 о С и 792 мм рт.ст.Вычислить процентный состав сплава, если это взаимодействие выражаетсяуравнением:5Zn + 12HNO 3 = 5Zn(NO 3 ) 2 + N 2 + 6H 2 O; (1)Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O. (2)Решение. Обозначим массу цинка, содержащегося в сплаве, через Х г, амассу меди – (36-Х) г. Выразим объем азота при н.у. в соответствии суравнением (1):65,4∙5 г Zn дают 22,4 л N 2 ;VN2Х – V л N 2 ;22,4 X65,4 50,07 X л.Выразим объем двуокиси азота при н.у. в соответствии с уравнением (2):63,6 г Cu дают 2∙22,4 л NO 2 ;(36-Х) г Cu – V л NO 2 ;

VNO2222,4 (3663,6X)(25,360,7X)л.Приводим к н.у. объем газовой смеси:VoP VPoTTПриравниваем сумму объемовсмеси газов:o792 6,58 273760 297Vи VN 2 NO 26,3 л.к объему V o полученной0,07 Х + 25,36 – 0,7 Х = 6,3,отсюда Х = 30,25, это m(Zn), m(Cu) = 36 – 30,25 = 5,75 г.Zn ,%30,25 1003684%;Cu,%5,75 1003616%.16.2. Задачи для самостоятельного решения1. Вычислить процентный состав минерала ильменита FeTiO 3 .2. Вычислить массу ферросплава с 65 % вольфрама, необходимую дляполучения 1 т легированной стали с содержанием 12 % вольфрама.3. Вывести простейшую формулу минерала, имеющего состав:а) 25 % железа, 46,6 % хрома, 28,4 % кислорода;б) 62 % меди, 5,9 % углерода, 31,1 % кислорода.4. Вычислить эквивалент марганца (III) в оксиде, если из 2,13 г егоалюмотермическим способом получено 1,65 г марганца.5. При магнийтермическом восстановлении хлоридов металловполучается металл и хлорид магния. Вычислить эквивалент циркония, если привосстановлении 2,3 г хлорида циркония теоретический расход магниясоставляет 0,48г.6. Рафинирование титана иодидным методом основано на так называемойтранспортной реакции, выражающейся схемой:Ti (загр)2I2(п)100о200 СTiI 4(п)о1300-1500 СTi (ч)2I2(п).Вычислить массу иода, необходимую для первоначального заполненияаппарата при 127 о С и 20 мм рт.ст. Объем аппарата 4,0 м 3 .186

7. Железная руда содержит 8,36 % SiO 2 , 1,12 % CaO и 0,51 % MgO. Какуюмассу жженой извести СаО следует ввести в шихту на 1 т руды для полноговывода в шлак двуокиси кремния в составе CaSiO 3 и MgSiO 3 ?8. Каким из металлотермических методов более эффективно получатьчистый титан:TiCl 4(ж) + 2Mg = Ti + 2MgCl 2(к) ;TiCl 4(ж) + 4Na = Ti + 4NaCl (п) ?Ответ подтвердите расчетами ΔG o р-ции.9. Дописать и уравнять окислительно-восстановительные реакции.Определить, какую роль выполняют соединения d-металлов в данных реакциях:K 2 Cr 2 O 7 + NaNO 2 + H 2 SO 4 ; NH 4 VO 3 + KI + HCl ;KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 ; MnSO 4 + PbO 2 + HNO 3 ;KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O ; KMnO 4 + KNO 2 + KOH .10. Дописать уравнения реакций:Cr(OH) 3 + NaOH ; V + HNO 3 + H 2 O ;Mn + H 2 SO 4 конц ; Mn 2 O 7 + KOH ;Ti + NaOH + H 2 O .17. ОБЗОР СВОЙСТВ р-ЭЛЕМЕНТОВ17.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Почему фтор не проявляет положительную степеньокисления? Почему его валентность равна 1, тогда как он находится вседьмой группе периодической системы Д.И.Менделеева ?Решение. Смотреть тему «Химическая связь».Задача № 2. Объяснить, почему C, Si, S проявляют четные характерныевалентности, тогда как B, N, P, Cl, Al, I проявляют нечетныехарактерные валентности.Решение. Смотреть ту же тему.187

Задача № 3. Хорошо известно, что окислительные свойства неметаллов вгруппах увеличиваются снизу вверх, однако фосфор проявляет болеевысокую окислительную активность, нежели азот, несмотря на то, чтоон находится ниже азота. Объяснить это явление.Решение. Азот существует в виде молекул N 2 (N=N), обладающихтройной связью, энергия которой равна 225 ккал/моль. Энергия связи р-р вмолекуле Р 4 фосфора равна 48 ккал/моль. Таким образом, энергия активациидостаточно высокая для азота, с чем связана его сравнительно низкаяокислительная активность. В данном случае в проявлении активности веществапреобладающим является кинетический фактор химического процесса.Задача № 4. Почему фосфор встречается в природе только лишь всвязанном состоянии, тогда как азот может существовать и всвободном состоянии?Решение. Такое явление объясняется химической активностью простыхвеществ. Азот по сравнению с фосфором проявляет очень слабую активность,поэтому он встречается в природе в свободном состоянии (газ N 2 ).Задача № 5. Можно ли использовать бор или углерод для восстановленияSi из SiO 2 ?Решение. Для ответа на этот вопрос необходимо знать химическоесродство всех этих элементов к кислороду. Значения ΔG o 298 образованиясоединений:o298,SiO2G = - 47,16 ккал/моль;o298,B2O3G = - 283 ккал/моль;o298,CO2G = - 94,25 ккал/моль.Определяем ΔG o 298 реакции восстановления:SiO 2 + C Si + CO 2 ;Gooo298,PGG298,CO2298,SiO 2SiO 2 + 4/3 B Si + 2/3 B 2 O 3 ;94,25 ( 47,16) 47,1 ккал;188

Go298 oo,P2 / 3 GG298,B2O3298,SiO 22 / 3( 283) ( 47,16) 141,5 ккал.Стандартные энергии Гиббса обеих реакций имеют отрицательныезначения, таким образом, можно сделать заключение о том, что химическоесродство В и С по отношению к кислороду выше, чем химическое сродство Siпо отношению к кислороду. Это означает, что для восстановления Si из SiO 2могут быть использованы В и С.Задача № 6. Указать метод получения брома исходя из следующихреактивов: NaBr, HCl, MnO 2 .Решение. 4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O;2NaBr + Cl 2 2NaCl + Br 2 .Задача № 7. Используя величины энергий Гиббса, сравнить химическуюактивность галогенов по отношению к металлам.Решение. Изучим химическую активность галогенов F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 поотношению к металлам на примере Са:Ca (к) + Hal 2(г) CaHal 2(к) .Находим в справочнике значения ΔG o 298 галидов Са, образующихся врезультате реакции:o298,CaF2G = - 1162,9 кДж/моль;o298,CaCl2G = -749,5 кДж/моль;o298,CaBr2G = -655,4 кДж/моль;o298,CaI2G = -529,2 кДж/моль.Согласно значениям энергии Гиббса химическое сродство галогенов поотношению к кальцию увеличивается в ряду I 2 Br 2 Cl 2 F 2 , такимобразом, в этом же ряду химическая активность галогенов по отношению кметаллам увеличивается.189

Задача № 8. Привести примеры реакций, в которых хлор: а) проявляетокислительные свойства; б) проявляет восстановительные свойства; в)подвергается окислительно-восстановительному диспропорционированию.Решение. а) Для того, чтобы хлор проявлял окислительные свойства, ондолжен понижать свою степень окисления:Cl o + 1ē Cl -1 .Например: 2Na + Cl 22NaCl;H 2 + Cl 2 2HCl.б) Восстановительные свойства хлор будет проявлять тогда, когда онбудет повышать свою степень окисления, например до Сl +1 :Cl o – 1ē Cl +1или же Cl o – 3ē Cl +3 ;Cl o – 5ē Cl +5 ;Cl o – 7ē Cl +7 ;Cl 2 + F 2 2ClF.в) Диспропорционирование предполагает одновременное повышение ипонижение степени окисления, например:Cl 2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H 2 O.Задача № 9. Составить и уравнять с помощью электронного балансаследующие ОВ-реакции.Решение. Ниже приводятся уже составленные и уравненные реакции:2Na + Cl 2 2NaCl; 2Na + H 2 2NaH;Ni + F 2 NiF 2 ; 6Li + N 2 2Li 3 N;3Fe + C Fe 3 C; Ca + 2C CaC 2 ;3Mg + 2B Mg 3 B 2 ; 2Mg + Si Mg 2 Si;5Cl 2 + 2P 2PCl 5 ; F 2 + H 2 2HF;2KClO 3MnO 22KCl + 3O 2 ; 2B + 3F 2 2ВF 3 ;S + 2H 2 SO 4конц 3SO 2 + 2H 2 O; S + O 2 SO 2 ;B + HNO 3 + H 2 O H 3 BO 3 + NO; 2B + N 2 2BN;190

S + 2HNO 3конц H 2 SO 4 + 2NO; N 2 + O 2 2NO;3Cl 2 + 6KOH 5KClO 3 + 3H 2 O; I 2 + H 2 ⇄ 2HI;2P + 5S2Fe + 3Cl 2otP 2 S 5 ;C + Sit o или влажность2FeCl 3 C + 2SototSiC;2CS 2 ;C + 2H 2 СH 4 ; N 2 + 3H 2 2NH 3 ;4B + 2NaOH + 3O 2 Na 2 В 4 O 7 + 2H 2 O; Si + 4HF SiF 4 + 2H 2 ;Si + 2KOH + H 2 O K 2 SiO 3 + 2H 2 ; F 2 + H 2 O 2HF + O 2 ;Cl 2 + 2KOH KCl + KClO + H 2 O; Cl 2 + H 2 O ⇄ HCl + HClO;CaO + 3Ct o ,катotCaC 2 + CO;Si + 2SotSiS 2 ;3S + 6NaOH конц 2NaS + Na 2 SO 3 + 3H 2 ; 4B + 3SiO 2 2B 2 O 3 + 3Si;C + 2H 2 SO 4конц 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O; 2S + Cl 2 S 2 Cl 2 ;3P + 5HNO 3конц + 2H 2 O 3H 3 PO 4 + 5NO; H 2 + PbO H 2 O + Pb;4KNO 3 + C + S 4KNO 2 + CO 2 + SO 2 ; C + H 2 O ⇄ CO + H 2 .Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3SiO 2 + 5Cot3CaSiO 3 + 5CO + 2P;3Si + 4HNO 3 + 18HF 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O;t o ,катЗадача № 10. Определить теоретический выход реакции синтеза аммиакапри стандартной температуре (азот и водород взяты встехиометрическом соотношении, концентрация азота в исходнойсмеси равна 0,1 моль/л). Что необходимо сделать для повышениятеоретического выхода аммиака?Решение. N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 .Рассчитываем ΔG 0 298 реакции:Goo298,P2 G298,NH 3Рассчитываем константу равновесия:oG298,PlgK1912∙(-16,7) = -33,4 кДж.= -2,303 RT lgK; R = 8,31 кДж/(моль∙К);Go298,P2,303 R T33,42,303 8,31 298К = 1,016.0,00586;

По величине константы равновесия определяем концентрации всостоянии равновесия:в исходном состоянии – [N 2 ] – a, [Н 2 ] – 3a, [NH 3 ] – 0;в состоянии равновесия – (а-х), (3а-3х), 2х,где х – количество [N 2 ], подвергающееся преобразованию, т.е.вступившее в реакцию.Математическое выражение константы равновесия –1,016(aK(2x)x)(3a2[N[NH23x)3][H3;]22]3;6,858(а-х) 4 = х 2 ;х = (а + 0,191) ± 0,191 10 ,471a 1.При а = 0,1 моль/л х = 0,0178.R p , теорx 0,0178100% 100 %a 0,117,8 %.HoH298,NH3oo298,P2 H298,NH 3= -11,04 ккал/моль,22,08 ккал.Реакция синтеза аммиака экзотермическая. Для увеличениятеоретического выхода реакции синтеза аммиака необходимо понижениетемпературы и увеличение давления.Задача № 11. Используя значения окислительно-востановительныхпотенциалов, определить возможность протекания следующихокислительно-восстановительных реакций:1) 2NO + 2H 2 O + Cl 2 2HNO 2 + 2HCl;2) 2NO + 2H 2 O + Br 2 2HNO 2 + 2HBr;3) 2NO + 2H 2 O + I 2 2HNO 2 + 2HI.Решение. В общем виде все три реакции записываются уравнением2NO + 2H 2 O + Hal 2 2HNO 2 + 2HHal.Данная ОВ реакция состоит из двух следующих полуреакций:2NO 2¯ + 1е + 2H + NO + H 2 O, Е о = +0,99 В;Hal o 2 + 2е1922Hal¯.

В данных реакциях галоген должен играть роль окислителя. ЭДС этихреакций определяется по формулеусловие:ЭДС = Е окислитель,галоген – Е восстановитель,NO .Чтобы ЭДС была положительной, должно выполняться следующееЕ окислитель,галоген > Е восстановитель,NO .Находим в справочнике [4] значения стандартных ОВ потенциаловгалогенов:oCl 2 / 2CloBr 2 / 2Brlo/ 2IE = 1,359 В;E = 1,087 В;E = 0,536 В.I 2Значение ОВ потенциалов хлора и брома выше, чем у восстановителя NO,значит, первые две реакции возможны, а так как ЭДС для второй реакции имеетнебольшую величину (< 0,3 В), то вторая реакция обратима. Реакция с иодом впрямом направлении невозможна.17.2. Задачи для самостоятельного решения1. Как объяснить, что энергия связи в молекуле F 2 (36 ккал/моль) меньше,чем в молекуле Cl 2 (57,2 ккал/моль)? При переходе к Br 2 и I 2 наблюдаетсяснижение энергии связи:E Br 2= 46 ккал/моль;E I 2= 35,6 ккал/моль.2. В чем принципиальное различие получения свободных галогенов изсоединений, содержащих ионы Hal¯ или HalО 3¯ ? Написать два уравнениясоответствующих реакций получения Cl 2 из Cl¯ и ClО 3¯.3. Написать формулы оксидов хлора в степени окисления +1, +3, +5, +7 исоответствующих им кислот. Дать названия кислот и указать, какпоследовательно изменяются их электролитическая сила, устойчивость иокислительные свойства.4. Учитывая относительную электроотрицательность атомов F, Cl, Na и N(4,0; 3,05; 0,9; 3,0 соответственно), указать смещение электронных пар и193

соответственно степень окисления каждого элемента в соединениях NF 3 , NCl 3 ,Na 3 N.5. Как изменяется электроотрицательность мышьяка, сурьмы, висмута икак в связи с этим изменяются прочность и восстановительная способностьAsH 3 , SbH 3 и BiH 3 ? ,6. Какой из указанных ниже оксидов проявляет наиболее основныесвойства, наиболее кислотные? Какой из них является более сильнымокислителем, наиболее сильным восстановителем: As 2 O 3 , As 2 O 5 , Sb 2 O 3 , Sb 2 O 5 ,Bi 2 O 3 , Bi 2 O 5 ?7. Написать уравнения реакций получения сернистого газа тремяразличными способами. В каком состоянии гибридизации находится атом серыв молекуле SO 2 ?8. Какая из солей – K 2 SO 3 или K 2 SeO 3 – имеет большую степеньгидролиза в водном растворе одинаковой концентрации ?9. Чем объясняется тот факт, что метан СH 4 не обладает кислотнымисвойствами подобно HCl и не способен входить в комплексные соединения ?10. Как изменяются: а) восстановительные свойства ионов в ряду Ge 2+ ,Sn 2+ , Pb 2+ ; окислительные свойства ионов в ряду Ge 4+ , Sn 4+ , Pb 4+ ? Написатьэлектронные формулы этих элементов в соответствующей степени окисления.Привести примеры уравнений реакций.11. Как осуществить превращения:Sn 2+ [Sn(OH) 6 ] 4- ; Sn 2+ [Sn(OH) 6 ] 2- ; PbО 2 Pb 2+ ?12. Как изменяется сила оснований в ряду Ga(OH) 3 In(OH) 3Tl(OH) 3 ? Написать уравнения реакций, характеризующих свойства указанныхгидроксидов.13. Какой из оксидов легче восстановить углем – В 2 О 3 или SiO 2 , еслиoG298,B2O3= -1184,0 кДж/моль;oG298,CO = -137,27 кДж/моль ?Go298,SiO2= -803,75 кДж/моль;14. Чему равен водородный показатель 0,05 М NH 4 OH, если степеньдиссоциации раствора такой концентрации равна 1,9 % ?194

15. Какой объем 1,0 н КОН необходимо добавить к 0,2 л 4%-ногораствора SnCl 2 (ρ = 1,03 г/мл), чтобы последний полностью перевести втетрагидроксо(II)станнат калия ?16. Вычислить процентное содержание KIO 3 в 6,5 г раствора, который,реагируя с избытком KI в сернокислом растворе, образует 0,635 г воды.17. Дописать окислительно-восстановительные реакции, составив ионноэлектронныйбаланс:H 2 O 2 + KI + HCl ;NaBiO 3 + FeSO 4 + NaOH Bi 3+ … + … ;I 2 + Cl 2 + H 2 O HIO 3 + … ;K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 Cr 3+ … + I 2 + … ;KIO 3 + KI + H 2 SO 4 I 2 + … ;KCl + HNO 3 NO + … ;H 2 SO 4конц + Zn ;H 2 SO 4конц + H 2 S ;H 2 SО 3 + KMnO 4 Mn 2+ … + … ;Si + HF + HNO 3 NO + H 2 [SiF 6 ] + … ;SO 2 + Br 2 + H 2 O .18. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВБИНАРНЫХ СОЕДИНЕНИЙ18.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Как меняется природа химической связи в ряду следующихсоединений: CsBr CsCl CsF ?Решение. В ряду CsBr CsCl CsF слева направо разностьэлектроотрицательностей двух химических элементов, образующих связь,увеличивается, так как увеличивается электроотрицательность элементовBr Cl F.195

По этой причине эффективный заряд на атоме Cs увеличивается также вряду CsBr CsCl CsF.Значения эффективного заряда на атоме Cs в этих соединенияхследующие:CsBr – δ = +0,81; CsCl – δ = +0,88; CsF – δ = +0,96.Характер химической связи у всех рассматриваемых соединений ионный– связь атома активного металла с активными неметаллами. Причем степеньионности связи увеличивается в ряду CsBr CsCl CsF.Известно, что галиды металлов с ионной связью по своей природе –солеобразные вещества, таким образом, галиды цезия также солеобразныевещества, причем эти свойства наиболее выражены у CsF.Задача № 2. Исследовать химическую природу следующих оксидов: CO 2 ,SiO 2 , GeO 2 , SnO 2 , PbO 2 – в зависимости от типа химической связи вних.Решение. Разность электроотрицательностей элемент-кислород (∆ЭО) вданном ряду следующая:Оксиды CO 2 SiO 2 GeO 2 SnO 2 PbO 2∆ЭО 1,0 1,7 1,7 1,8 1,9С увеличением разности электроотрицательностей двух элементовионный характер связи этих элементов увеличивается.Известно, что с увеличением ионного характера связи в оксиде егосвойства изменяются от кислотных через амфотерные к основным. При ∆ЭО

E C-F = 116,3 ккал/моль; E C-Cl = 75,8 ккал/моль;E C-Br = 63,3 ккал/моль; E C-I = 47,2 ккал/моль.В ряду CF 4 CCl 4 CBr 4 CI 4 энергия связи C-Hal уменьшается,значит, химическая активность этих соединений в реакциях с разрывом связиC-Hal увеличивается в этом же ряду.Задача № 4. Почему термическая стабильность уменьшается в рядуGеHal 4 SnHal 4 PbHal 4 ?Решение. В качестве примера исследуем стабильность хлоридов этихэлементов: GеСl 4 SnСl 4 PbСl 4 .Дл сравнения термической стабильности (устойчивости к распаду приповышении температуры) необходимо знать величины энергийГиббса этих соединений (ΔG):oG298,GeCl4= -473,0 кДж/моль;Go298,PbCl4Go298,SnCl4= -410,0 кДж/моль.= -462,6 кДж/моль;В ряду GeCl 4 SnCl 4 PbCl 4 энергия Гиббса образования этихсоединений увеличивается, а значит, термическая стабильность уменьшается.Задача № 5. Как изменяется химическая природа следующих фторидов вряду MgF 2 AlF 3 SiF 4 , если известно:NaF + MgF 2 Na[MgF 3 ], ΔG o 298,P = -13,96 кДж;NaF + 1/3 AlF 3 1/3 Na 3 [AlF 6 ] , ΔG o 298,P = -30,9 кДж;NaF + 1/2 SiF 4 1/2 Na 2 [SiF 6 ], ΔG o 298,P = -50,99 кДж ?Решение. Согласно значениям энергий Гиббса реакций этих соединений сфторидом натрия, являющимся солеобразным соединением, можно сделатьзаключение, что кислотообразующие свойства в ряду MgF 2 AlF 3 SiF 4увеличиваются (уменьшается ΔG o 298,реакции), так как химическое сродство вэтом ряду увеличивается по отношению к солеобразному соединению.Задача № 6. Сравнить кислотно-основные свойства следующих пар:а) B 2 O 3 и Al 2 O 3 ; б) H 3 BO 3 и H 3 AsO 3 , если известно:CaO + B 2 O 3 Ca(BO 2 ) 2 , ΔG o 298,P = -127 кДж;197

CaO + Al 2 O 3 Ca(AlO 2 ), ΔG o 298,P = -28 кДж;NaOH + H 3 BO 3 NaBO 2 + 2H 2 O, ΔG o 298,P = -53 кДж;NaOH + H 3 AlO 3 NaAlO 2 + 2H 2 O, ΔG o 298,P = -23 кДж.Пример решения. а) Согласно значениям энергий Гиббса реакций B 2 O 3 иAl 2 O 3 с СаО, обладающим основной природой, кислотные свойства B 2 O 3 выше,чем у Al 2 O 3 , так как ΔG o 298,реакции В 2 О 3 с СаО имеет более низкое значение, т.е.химическое сродство В 2 О 3 выше, чем у Al 2 O 3 по отношению к одному и томуже основному соединению.И действительно, Al 2 O 3 – амфотерный оксид, B 2 O 3 – кислотный оксид.Задача № 7. Составить и расставить коэффициенты в следующихуравнениях реакций. Указать условия протекания реакций.Решение. Ниже приводятся уже составленные и уравненные реакции:эл.токСаН 2 расплавСа о + Н 2 ,(К) Са 2+ + 2е Са о ;(А) 2Н¯ - 2е Н 2 ;2LiH + H 2 SO 4 Li 2 SO 4 + 2H 2 ; NaH + H 2 O NaOH + H 2 ;BH 3 + 3H 2 O H 3 BO 3 + 3H 2 ; NH 3 + H 2 O NH 4 OH;GeCl 4 + 2HCl H 2 [GeCl 6 ]; SnCl 4 + 4NaOH Sn(OH) 4 + 4NaCl;PCl 5 + 4H 2 O H 3 PO 4 + 5HCl; FeCl 3 + H 2 O ⇄ FeOHCl 2 + HCl;SnS 2 + K 2 S K 2 [SnS 3 ]; P 2 S 5 + 8H 2 O 5H 2 S + 2H 3 PO 4 ;Ca 3 N 2 + 8HCl 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl; Al 4 C 3 + 12H 2 O 4Al(OH) 3 + 3CH 4 ;Be 2 С + 4HCl 2BeCl 2 + CH 4 ; CaC 2 + 2H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ;2PH 3 + 4O 2 P 2 O 5 + 3H 2 O; 2NH 3 + 3KClO N 2 + 3KCl + 3H 2 O;2H 2 S + O 2t2S + 2H 2 O; Bi 2 O 3 + 2Na 2 O 2 2NaBiO 3 + Na 2 O;5PH 3 + 8KMnO 4 + 12H 2 SO 4 5H 3 PO 4 + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 12H 2 O;2KI + Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.198

18.2. Задачи для самостоятельного решения1. Как изменяются кислотно-основные свойства в рядуSO 2 SeO 2 TeO 2 ? Привести доказательства (ΔЭО соответственно равны 1;1,1; 1,4).2. Доказать, что в рядах Ga 2 O 3 In 2 O 3 Tl 2 O 3 иGa(OH) 3 In(OH) 3 Tl(OH) 3 термическая стабильность и основные свойстваувеличиваются.3. В каком направлении увеличивается прочность связи в рядугалогеноводородов HF HCl HBr HI, если длины связей соответственноравны: 0,92; 1,27; 1,41; 1,61 (10 -10 м) ?4. Указать, в каком из оксидов сродство к кислороду выше:TiO 2 , ZrO 2 , HfO 2 , если ΔG о 298,обр соответственно равны: -915,42; -1094,0;-1133,9 кДж/моль.5. Какой из силицидов и боридов наиболее устойчив: TiSi, TiSi 2 , ZrB илиZrB 2 (ΔG о 298,обр. = -164,0; -206,0; -163,0; -326,0 кДж/моль) ?6. Изобарно-изотермические потенциалы образования карбидовэлементов семейства железа равны:o298,Fe3CG = -19,05 кДж/моль;o298,Ni3CG = -31,83 кДж/моль.o298,Co3CG = -24,87 кДж/моль;В каком направлении растет термическая стабильность карбидов ?7. Сравнить оснόвный характер оксидов натрия и магния по даннымреакции соединения с диоксидом кремния:Na 2 O (тв) + SiO 2(тв) = Na 2 SiO 3(тв) , ΔG о 298 = -1427,7 кДж/моль;MgO (тв) + SiO 2(тв) = MgSiO 3(тв) , ΔG о 298 = -1411,8 кДж/моль.Как должны изменяться значения ΔG о 298 реакций с SiO 2 в периоде слеванаправо? В подгруппе сверху вниз?8. Как должна изменяться химическая активность галогеноводородов вряду HF HCl HBr HI, если энергии связей соответственно равны: 536,432, 360 и 299 кДж/моль ?199

19. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ19.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Назвать следующие комплексные соединения. Определитькоординационное число, заряд комплексообразователя и зарядвнутренней сферы: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 , [Cr(H 2 O) 2 (NH 3 ) 4 ] 2 (SO 4 ) 3 ,[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl, [Al(NH 3 ) 6 ](OH) 3 , [Pt(NH 3 ) 3 Cl]Cl, Na 2 [Zn(OH) 4 ],K[AuCl 4 ], Na[Al(OH) 4 ], Na 3 [Al(OH) 6 ], K 4 [Fe(CN) 6 ],K[Co(NO 2 ) 4 (NH 3 ) 2 ], K 2 [PtCl(OH) 5 ], [Fe(CO) 5 ], [Pt(NH 3 ) 2 I 4 ],[Co(H 2 O) 3 (OH) 3 ].Решение. а) Катионные комплексы:[Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 – гексааквахром(III) хлорид,КЧ = 6, Cr +3 , [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ ;[Cr(H 2 O) 2 (NH 3 ) 4 ] 2 (SO 4 ) 3 – тетраамминдиаквахром(III) сульфат,КЧ = 6, Cr +3 , [Cr(H 2 O) 2 (NH 3 ) 4 ] 3+ ;[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl – дихлоротетраамминкобальт(III) хлорид,КЧ = 6, Cо +3 , [Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ] + ;[Al(NH 3 ) 6 ](OH) 3 – гексаамминалюминий(III) гидроксид,КЧ = 6, Al +3 , [Al(NH 3 ) 6 ] 3+ ;[Pt(NH 3 ) 3 Cl]Cl – монохлоротриамминплатина(II) хлорид,КЧ = 4, Pt +2 , [Pt(NH 3 ) 3 Cl] + ;б) Анионные комплексы:Na 2 [Zn(OH) 4 ] – тетрагидроксоцинкат(II) натрия,КЧ = 4, Zn +2 , [Zn(OH) 4 ] 2- ;K[AuCl 4 ] – тетрахлороаурат (III) калия,КЧ = 4, Au +3 , [AuCl 4 ]¯;Na[Al(OH) 4 ] – тетрагидроксоалюминат(III) натрия,КЧ = 4, Al +3 , [Al(OH) 4 ]¯;200

Na 3 [Al(OH) 6 ] – гексагидроксоалюминат(III) натрия,КЧ = 6, Al +3 , [Al(OH) 6 ] -3 ;K 4 [Fe(CN) 6 ] – гексацианоферрат(II) калия,КЧ = 6, Fe +2 , [Fe(CN) 6 ] 4- ;K[Co(NO 2 ) 4 (NH 3 ) 2 ] – тетранитродиамминкобальтат(III) калия,КЧ = 6, Со +3 , [Co(NO 2 ) 4 (NH 3 ) 2 ]¯ ;K 2 [PtCl(OH) 5 ] – монохлоропентагидроксоплатинат(IV) калия,в) Нейтральные комплексы:КЧ = 6, Pt +4 , [PtCl(OH) 5 ] 2- .[Fe(CO) 5 ] о – пентакарбонил железа, КЧ = 5, Fe o ;[Pt(NH 3 ) 2 I 4 ] о – тетраиододиаммин платина(IV) КЧ = 6, Pt +4 ;[Co(H 2 O) 3 (OH) 3 ] о – тригидроксотриаквакобальт(III), КЧ = 4, Со +3 .Задача № 2. Написать формулы следующих комплексных соединений поих названиям. Определить координационное число и заряд внутреннейсферы.Решение. Далее приводятся одновременно названия комплексных соединенийи их формулы:1) трихлоромононитродиамминплатина – [Pt(NH 3 ) 2 Cl 3 NO 2 ] о , КЧ = 6;2) динитромонохлоротриамминкобальт – [Co(NH 3 ) 3 Cl(NO 2 ) 2 ] о , КЧ = 6;3) монобромотриамминплатина(II) бромид – [Pt(NH 3 ) 3 Br] + Br, КЧ = 4;4) монохлоромононитротетраамминплатина(IV) хлорид –5) гексаамминжелеза(III) иодид – [Fe(NH 3 ) 6 ] 3+ I 3 , КЧ = 6;[Pt(NH 3 ) 4 ClNO 2 ] 2+ Cl 2 , КЧ = 6;6) тетранитродиамминкобальтат(III) калия – K[Co(NH 3 ) 2 (NO 2 ) 4 ]¯, КЧ = 6;7) монобромопентанитроплатинат(IV) калия – K 2 [PtBr(NO 2 ) 5 ] 2- , КЧ = 6;8) гексахлороплатинат(IV) натрия – Na 2 [PtCl 6 ] 4- , КЧ = 6;9) гексацианоферрат(III) калия – K 3 [Fe(CN) 6 ] 3- , КЧ = 6.Задача № 3. Применив метод валентных схем, найти координационноечисло Cd 2+ в комплексных соединениях. Привести примеры ком-201

плексных ионов, в которых реализуется данное координационное число.Решение. Электронная конфигурация атома Cd о следующая:… 4d 10 5s 2 5p 0 .Для катиона Cd 2+ – … 4d 10 5s 0 5p 0 .5s 5pОбладая 4 свободными квантовыми ячейками, катион Cd 2+ может игратьроль акцептора электронных дублетов, проявляя при этом координационноечисло 4.Cd 2+ будет реагировать предпочтительно с анионами или с полярнымимолекулами, обладающими свободными электронными парами.Например:NH 3:2+ Cd + 4 : NH 3 H 3 N : Cd :2+NH 3 ,. .NH 3т.е. [Cd(NH 3 ) 4 ] 2+ .Аналогично:[CdCl 4 ] 2- , [CdI 4 ] 2- , [Cd(CN) 4 ] 2- ,Задача № 4. Обладая какой степенью окисления, водород может входитьв состав комплексных ионов ?Решение. В состоянии окисления +1 водород может играть роль акцептораэлектронной пары, значит, он может образовывать комплекс, играя роль лиганда,с комплексообразователем, играющим роль донора, т.е. имеющим свободнуюэлектронную пару, например:H + + NH 3 NH + 4 ;H + + : NH 3 NH + 4 ;HCl + NH 3 NH 4 Cl.В состоянии окисления –1 водород должен играть роль донора, например:H¯ : + AlH 3 [AlH 4 ]¯;202

NaH + AlH 3 Na[AlH 4 ].Задача № 5. Почему растворимость иода выше в растворе KI, чем в воде?Решение. Более высокая растворимость иода в водном растворе KI посравнению с растворимостью в воде объясняетяся образованием комплексаK[I 3 ], обладающего более высокой растворимостью, чем иод I 2 :KI + I 2 K[I 3 ].Задача № 6. Исходя из каких веществ и каким способом можно получитьследующие комплексные соединения: K 3 [Fe(CN) 6 ], K 4 [Fe(CN) 6 ],[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 , [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl, [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ], K[Al(OH) 4 ],[Pt(NH 3 ) 4 ]Cl 2 ?Решение.1) 3KCN + Fe(CN) 3 K 3 [Fe(CN) 6 ] – реакция соединения;2) 4KCN + Fe(CN) 2 K 4 [Fe(CN) 6 ] – реакция соединения;3) Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4H 2 O – реакция внедрения;4) AgCl + 2NH 4 OH [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O – реакция внедрения;5) KOH + Al(OH) 3 K[Al(OH) 4 ] – реакция соединения;6) PtCl 2 + 2NH 4 OH [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] + 2H 2 O – реакция внедрения;7) PtCl 2 + 4NH 4 OH [Pt(NH 3 ) 4 ]Cl 2 + 4H 2 O – реакция соединения.Задача № 7. Составить и уравнять следующие схемы реакции.Решение. Далее приводятся уже составленные и уравненные химическиереакции:1) 2KI + HgI 2 K 2 (HgI 4 );2) Cr(OH) 3 + 3KOH K 3 [Cr(OH) 6 ];3) 2NiSO 4 + K 4 (Fe(CN) 6 ] Ni 2 [Fe(CN) 6 ] + 2K 2 SO 4 ;4) 4FeCl 3 + 3K 4 [Fe(CN) 6 ] Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 + 12KCl;5) 3FeSO 4 + 2K 3 [Fe(CN) 6 ] Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 + 3K 2 SO 4 ;6) Ni 2 [Fe(CN) 6 ] + 12NH 4 OH [Ni(NH 3 ) 6 ] 2 [Fe(CN) 6 ] + 12H 2 O;7) [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + KI AgI + KCl + 2NH 3 ;8) 2K 3 [Fe(CN) 6 ] + 2KOH + H 2 O 2 O 2 + 2K 4 [Fe(CN) 6 ] + 2H 2 O;9) 5K 4 [Fe(CN) 6 ]+KMnO 4 +4H 2 SO 4 MnSO 4 +3K 2 SO 4 +4H 2 O+5K 3 [Fe(CN) 6 ];203

10) [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + Na 2 S CuS + 2NaOH + 4NH 3 .Задача № 8. Написать уравнения электролитической диссоциации следующихкомплексных соединений: Na 2 [HgI 4 ], K 2 [PtCl 6 ], K 3 [Fe(CN) 6 ],[Ag(NH 3 ) 4 ]Cl, [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 .Пример решения. Комплексная соль Na 2 [HgI 4 ].Комплексное соединение диссоциирует на ион внутренней сферы и ионывнешней сферы как сильный электролит:Na 2 [HgI 4 ] 2Na + + [HgI 4 ] 2- .Комплексный ион диссоциирует как слабый электролит – диссоциацияступенчатая:[HgI 4 ] 2- 0.⇄ HgI 3¯ + I¯ ; HgI 3¯ ⇄ HgI 2 + I¯;0 + + 2+HgI 2 ⇄ HgI + I¯ ; HgI ⇄ Hg + I¯.Суммарное уравнение диссоциации комплексного иона следующее:[HgI 4 ] 2- ⇄ Hg 2+ + 4I¯.Задача № 9. Написать математическое выражение констант нестойкостиследующих комплексных ионов: [PbBr 4 ] 2- , [Cd(NH 3 ) 4 ] 2+ , [Zn(OH) 4 ] 2- ,[Ag(NO 2 ) 2 ]¯, [AlF 6 ] 3- .Пример решения. Для комплексного иона [PbBr 4 ] 2- :I ступень [PbBr 4 ] 2- ⇄ [PbBr 3 ] + Br¯,KI2-нест,[PbBr4][[PbBr[3][PbBr4]][Br2]];oII ступень [PbBr 3 ]¯ ⇄ PbBr 2 + Br¯,2 oII [[PbBr] ] [Br ]K2-;нест,[PbBr4] [[PbBr3] ]III ступень [PbBr 2 ] o ⇄ [PbBr] + + Br¯,KIII2-нест,[PbBr4][[PbBr][[PbBr]2[Br]o]];IV ступень [PbBr] + ⇄ Pb 2+ + Br¯,204

IVK2-нест,[PbBr4]2[Pb[] [Br[PbBr]]].Суммарное уравнение диссоциации комплексного иона:K[PbBr 4 ] 2- ⇄ Pb 2+ + 4Br¯ ,общ2-нест,[PbBr4]2[Pb ] [Br2[[PbBr]4]]4.Задача № 10. Рассчитать концентрацию ионов Ag + в растворе, 1 л которогосодержит 0,01 моль [Ag(NH 3 ) 2 ]NO 3 и 1 моль NH 3 .Решение. Константа нестойкости комплексного иона [Ag(NH 3 ) 2 ] +Kнест,[Ag(NH3)2 ]9,3Суммарное уравнение его диссоциации:[Ag(NH 3 ) 2 ] + ⇄ Ag + + 2NH 3 ,10[Ag ] [NH ]K3нест ,[Ag(NH 3)2 ][[Ag(NH) ] ]322-8.9,3 10Концентрация ионов, создаваемая диссоциацией комплексного иона, ничтожнапо сравнению с созданной концентрацией NH 3 в растворе, поэтому мыею пренебрегаем:[NH 3 ] = 1 моль/л.Предположив, что диссоциация комплексной соли на комплексный ион иионы внешней сферы протекает полностью, находим концентрацию иона поформуле[[Ag(NH 3 ) 2 ] + ] ⇄ [[Ag(NH 3 ) 2 ]NO 3 ] = 0,01 моль/л.Находим концентрацию ионов серебра:[Ag ][[Ag(NH0,01 9,3 10123)2]8]K[NHнест,[Ag(NH23]9,3 10103)2]моль / л.8.205

Задача № 11. Рассчитать концентрацию ионов [Hg 2+ ] в 0,1 М раствореK 2 [HgI 4 ].Решение. Суммарное уравнение диссоциации [HgI 4 ] 2- :[HgI 4 ] 2- ⇄ Hg 2+ + 4I¯;[Hg ] [I ]K2-нест ,[HgI 4 ]2[[HgI] ]22064Предположив, что диссоциация комплексной соли на комплексный ион иионы внешней сферы протекает полностью, находим концентрацию комплексногоиона по формуле41,510[[HgI 4 ] 2- ] = [K 2 [HgI 4 ]] = 0,1 моль/л.Концентрацию ионов I¯ находим из выражения константы нестойкости Iступени, так как константа нестойкости I ступени самая высокая, а значит, иконцентрация ионов I¯, полученных по I ступени, будет самой высокой. Концентрацияже ионов I¯, образованных по следующим трем этапам, будетнамного меньше, чем концентрация ионов I¯, полученных по I ступени, а значит,можно пренебречь остальными тремя этапами для приблизительных расчетов.Отсюда[I]2[Hg]KKI2-нест,[HgI 4 ]Iнест,[HgI4]2-[HgI 4 ] 2- ⇄ [HgI 3 ]¯ + I¯;[[[HgI[HgI3[HgI2K2- [HgI ]нест,[HgI44 ]4[I ][[4]2]-4]]][I2-]-]],5,930где [[HgI 3 ]¯] = [I¯].1030,1301,5 10 0,12 4(2,4 10 ).2,44,510102моль / л;25моль / л.Задача № 12. Можно ли получить осадок Fe(OH) 2 действием NaOH сконцентрацией ионов ОН¯, равной 1 моль/л, на 1 М растворы(NH 4 ) 2 [Fe(SO 4 ) 2 ] и K 4 [Fe(CN) 6 ] ?

Решение. Осаждение малорастворимого соединения начинается тогда, когдадостигается величина произведения растворимости. Необходимое условиеосаждения Fe(OH) 2 следующее:[Fe 2+ ] [OH¯] 2 > ПР ;Fe(OH) 2[Fe 2+ ] [OH¯] 2 > 1,64∙10 -14 .ПР Fe(OH) 2= 1,64∙10 -14 ;Так как [OH¯] = 1 моль/л, [Fe 2+ ] > 1,64∙10 -14 моль/л.(NH 4 ) 2 [Fe(SO 4 ) 2 ] – двойная соль, ее внутренняя сфера диссоциирует на ионыполностью. Предположив, что α = 1, [Fe 2+ ] считаем равной 1 моль/л. Таким образом,концентрация ионов Fe 2+ в соли (NH 4 ) 2 [Fe(SO 4 ) 2 ] выше 1,64∙10 -14 , а значит,осаждение Fe(OH) 2 будет наблюдаться:(NH 4 ) 2 [Fe(SO 4 ) 2 ] + 4NaOH Fe(OH) 2 + 2NH 4 OH + 2Na 2 SO 4 .Для комплексной соли K 4 [Fe(CN) 6 ] концентрация ионов Fe 2+ будет оченьмалой. Расчет ее по методике предыдущей задачи дает следующие результаты:[Fe 2+ ] < 1,64∙10 -14 .Таким образом, осаждение Fe(OH) 2 наблюдаться не будет:K 4 [Fe(CN) 6 ] + NaOH ↛ .19.2. Задачи для самостоятельного решения1. Дать названия следующим комплексным соединениям. Определитькоординационное число, заряд комплексообразователя, заряд внутренней сферы:[Co(NH 3 ) 5 Cl]Cl 2 , K 3 [Cr(OH) 6 ], Na[Ni(NH 3 ) 2 (NO 2 ) 4 ], (NH 4 ) 2 [PtCl 4 (OH) 2 ],[Pd(H 2 O)(NH 3 ) 2 Cl]Cl, [Cu(NH 3 ) 4 ](NO 3 ) 2 , [Pt(NH 3 ) 2 Cl 4 ].2. По названиям составить формулы комплексных соединений: хлоридтриамминхлороплатины(II), сульфат пентамминбромокобальта(III), диамминтетрароданохромат(III)бария, дигидроксотетрахлороплатинат(IV) аммония.3. Из раствора комплексной соли PtCl 4 ∙6NH 3 нитрат серебра осаждаетвесь хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли PtCl 4 ∙3NH 3 – только 1/4часть входящего в ее состав хлора. Написать координационные формулы этихсолей, определить координационное число платины в каждой из них.4. Составить формулы комплексных соединений по имеющимся данныманализа, опираясь на координационное число:207

CoCl 3 ∙2NH 3 ∙2H 2 O (КЧ = 6); PdCl 2 ∙3NH 3(КЧ = 4);CrBr 3 ∙3NH 3 ∙H 2 O (КЧ = 6); AuCl 3 ∙HCl (КЧ = 4).5. Исходя из каких веществ и каким способом можно получить следующиекомплексные соединения: K[Pt(NH 3 )Cl 3 ], [Pt(NH 3 ) 3 Cl]Cl, [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ],K 4 [Fe(CN) 6 ] ?6. Определить, чему равен заряд следующих комплексных ионов:[Cr(NH 3 ) 5 NO 3 ], [Pd(NH 3 )Cl 3 ] , [Ni(CN 4 ], если комплексообразователями являютсяCr 3+ , Pd 2+ , Ni 2+ . Написать формулы комплексных соединений, содержащихэти ионы.7. Написать выражения для констант нестойкости комплексных ионов:[Ag(NH 3 ) 2 ] + , [Fe(CN) 6 ] 4- , [PtCl 6 ] 2- .8. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(CN) 4 ] 2- , [Hg(CN) 4 ] 2- ,[Cd(CN) 4 ] 2- соответственно равны: 8∙10 -20 ; 4∙10 -41 ; 1,4∙10 -17 . В каком растворе,содержащем эти ионы, (при равной молярной концентрации) ионов CN¯ больше? Написать выражения для констант нестойкости указанных комплексныхионов.9. Рассчитать концентрацию ионов Ni 2+ в 1 М растворе [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ .Константа нестойкости иона равна 2∙10 -9 .20. ЭЛЕМЕНТЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ20.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Приготовить раствор заданной концентрации из растворадругой концентрации.Пример 1. Как приготовить 0,5 л 10 %-ного раствора азотной кислоты(ρ = 1,056 г/мл) из 40 %-ного раствора HNO 3 (ρ = 1,25 г/мл).Решение. По формулеC %mвваmр100%ра208

определим массу HNO 3 в 0,5 л 10 %-ного раствора:mвваC %mр100%m р-ра = V р-ра ρ.Подставив значения С %, V р-ра и ρ, получим:mвва3ра10% 0,5 10 мл 1,056 г/мл52,8 г.100%Определяем по той же формуле, в каком объеме 40 %-ного раствора будетсодержаться 52,8 HNO 3 г :Vрраm100 %С% ρв-ва;52,8 г 100 %105,6 мл.40% 1,25 г / млПри помощи мерного цилиндра или бюретки отмеряем 105,6 мл 40 %-ного раствора азотной кислоты и разбавляем до 500 мл дистиллированной водой.Пример 2. Приготовить 2 л 0,1 н раствора серной кислоты исходя из98%-ного раствора H 2 SO 4 (ρ = 1,84 г/мл).Решение. По формуле расчета нормальной концентрации раствора определяемзначение массы H 2 SO 4 , содержащейся в 2 л 0,1 н раствора:CHmвМвав1000 млVва1mH2SO4CHMH2SO1000Подставляем значение массы H 2 SO 4 в формулу для расчета процентнойконцентрации, введя индекс V 1 0,1 н раствора и V 2 – для 98 %-ного раствора:C%отсюдаV2CHMmHVρ100 %CMH2SO4H H2SO42C%SO21000V2V1ρ4V100,V 100%4 1 0,1 98 2000 1005,4 мл.1000 ρ 1000 98 1,841.209

Задача № 2. Определить рН раствора вещества, используемого для анализа.Пример 1. Найти рН 0,1 М раствора уксусной кислоты.Решение. Уксусная кислота диссоциирует по схеме:СН 3 СООН ⇄ СН 3 СОО¯ + Н + .Константа равновесия этого процесса равна 1,74∙10 -5 , следовательно, уксуснаякислота – слабый электролит. Концентрация ионов водорода определяетсяпо формуле [H + ] = K к ты Скты [см.раздел 9, задача № 6]. А так какрН = -lg[H + ], то, подставив значение [H + ], получим формулу для расчета водородногопоказателя:рН = - lgK С ;ктырН = - lg 1,74 10 0, 1Пример 2. Определить рН 0,01 н раствора NaOH.Решение. Так как едкий натр – сильный электролит, происходит полныйраспад его на ионы. Из одного моль NaOH образуется один моль ионов ОН¯:5кты2,9.NaOHNa + + OH¯,тогда из 0,01 моль NaOH образуется 0,01 моль ОН¯. Следовательно, [ОН¯] ==10 -2 моль/л, а согласно ионному произведению воды[H + ] =10OH1410101410 -12 моль/л.2Водородный показатель данного раствора равен:рН = - lg∙10 -12 = 12.Среда щелочная.Задача № 3. Опираясь на правила произведения растворимости, определить,можно ли перевести в раствор данное малорастворимое веществои, наоборот, перевести в осадок.Пример 1. Выпадает ли осадок PbCl 2 при смешивании равных объемов0,1 М растворов Pb(NO 3 ) 2 и NaCl ?Решение. Согласно одному из правил произведения растворимостиосадок малорастворимого электролита образуется лишь в том случае, если210

произведение концентраций его ионов в растворе превышает его произведениерастворимости (ПР) при данной температуре.Вначале определим концентрации ионов Pb 2+ и Cl¯. После смешиванияравных объемов концентрация каждого из веществ уменьшится вдвое по сравнениюс исходным раствором: [Pb 2+ ] = [Cl¯] = 0,1:2 = 0,05 моль/л. Вычислимпроизведение концентраций ионов, присутствующих в растворе:[Pb 2+ ] [Cl¯] 2 = 5∙10 -2 (5∙10 -2 ) 2 = 1,25∙10 -4 .Полученное произведение концентраций ионов меньше, чемПР PbCl 2==2,4∙10 -4 .Следовательно, раствор не насыщен и осадок выпадать не будет.Пример 2. Образуется ли осадок PbCl 2 при смешении равных объемов 0,1М раствора Pb(NO 3 ) 2 и 1 М раствора NaCl ?Решение. После смешения концентрация каждого вещества уменьшаетсявдвое:[Pb 2+ ] = 0,1 : 2 = 0,05 моль/л;[Cl¯] = 1 : 2 = 0,5 моль/л.Находим ионное произведение для PbCl 2 :[Pb 2+ ] [Cl¯] 2 = 5∙10 -2 (5∙10 -1 ) 2 = 1,25∙10 -2 .Так какПР PbCl 2= 2,4∙10 -4 , то [Pb 2+ ] [Cl¯] 2 >ПР PbCl 2, следовательно,раствор пересыщен и осадок выпадает.Пример 3. Как перевести в раствор: а) ион Са 2+ из осадка СаСО 3 ; б) ионСu 2+ из осадка CuS; в) ионы Cl¯ из осадка AgCl ?Решение. Согласно второму правилу произведения растворимости осадокрастворяется в тех случаях, когда в растворе над осадком произведение концентрацийсвободных ионов становится меньше соответствующего произведениярастворимости.а) ВыразимПР CaCO 3через произведение концентраций ионов:ПР CaCO 3= [Ca 2+ 2-] [CO 3 ].211

2-Чтобы связать ион CO 3 , можно приливать к осадку раствор сильнойкислоты:2- +CO 3 + 2Н = СО2 + Н 2 О.Образующийся диоксид углерода удаляется из сферы реакции. Так каквеличина ПР постоянна, то концентрация иона Ca 2+ в растворе над осадком будетвсе время увеличиваться до тех пор, пока не разрушатся все ионы CO 3 , а2-осадок СаCO 3 перейдет в раствор.б) Сульфиды металлов, не растворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах,растворяются за счет окислительно-восстановительных реакций. Так, длярастворения осадка CuS, для которого ПР CuS = [Cu 2+ ] [S 2- ], необходимо окислитьS 2- до элементарной серы, не растворимой в воде и поэтому выходящей изсферы реакции. С уменьшением концентрации S 2- будет повышаться концентрацияионов Cu 2+ до тех пор, пока осадок растворится. Одной из окислительно-восстановительныхреакций может быть окисление перманганатом в кислойсреде:2MnO 4¯ + 5S 2- + 16H + = 2Mn 2+ + 5S o + 8H 2 O.в) Для переведения осадка AgCl в раствор уменьшения произведенияконцентрации [Ag + ] [Cl¯] добиваются путем комплексообразования:Ag + + 2NH 3 [Ag(NH 3 ) 2 ] + .Таким образом, выпавший осадок переходит в раствор, но не в виде исходныхионов, а в виде комплексных ионов.Задача № 4. Определить концентрацию раствора, на титрование которогопошел определенный объем раствора известной концентрации.Пример 1. Определить концентрацию и титр раствора серной кислоты,если на нейтрализацию 11,25 мл ее израсходовано 10,00 мл 0,1234 н раствораедкого натра.Решение. Для вычисления нормальной концентрации раствора кислотыиспользуем равенствоV к-ты С Н(к-ты) = V щ С Н(щ) .212

ОтсюдаС Н(к-ты) =10 0,123411,25= 0,1097 экв/л.По нормальности можно определить титр раствора (TH2SO4ЭH2SO41000СН49,0 0,10971000Э H 2 SO 40,005379 г / мл.= 49 г/моль):Пример 2. Навеска Ba(OH) 2 растворена в мерной колбе емкостью 250 мл,раствор разбавлен до метки водой. На титрование 20,00 мл полученного раствораизрасходовано 22,40 мл 0,09884 н раствора HCl. Определить массуBa(OH) 2 в навеске.Решение. Аналогично предыдущему примеру вначале определяем нормальностьраствора Ba(OH) 2 :C H[Ba(OH)2 ]22,40 0,0988420,00По нормальности находим титр раствора ( ЭTBa(OH) 285,69 0,11081000В 250 мл такого раствора содержится Ва(ОН) 2 :0,1108 экв / л.Ba(OH) 20,009493г / мл.= 85,69 г/моль):mBa(OH) 22500,0094932,373 г.Задача № 5. Указать наиболее специфичные качественные реакции дляоткрытия следующих ионов из растворов: Fe 2+ , Fe 3+ , Co 2+ , Mn 2+ ,2-CО 3 , Cl¯.Решение. 1) Ионы Fe 2+ с раствором гексацианоферрат(III) калия в солянокислойсреде образуют осадок турнбулевой сини:3FeSO 4 + 2K 3 [Fe(CN) 6 ] = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 + 3K 2 SO 4 ;3Fe 2+ + 2[Fe(CN) 6 ] 3- = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 .2) Частной реакцией на ионы Fe 3+ является реакция взаимодействия сраствором гексацианоферрата калия (II) в кислой среде, сопровождающаяся образованиемтемно-синего осадка «берлинской лазури»:4FeCl 3 + 3K 4 [Fe(CN) 6 ] = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 + 12KCl;213

3Fe 3+ + 3[Fe(CN) 6 ] 4- = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 .3) Для открытия ионов Co 2+ к раствору приливают насыщенный растворроданида аммония и несколько капель изоамилового спирта. Послевзбалтывания слой изоамилового спирта окрашивается в синий цвет вследствиеобразования комплексного соединения:CoSO 4 + 4NH 4 CNS ⇄ (NH 4 ) 2 [Co(CNS) 4 ] + (NH 4 ) 2 SO 4 .4) Ионы Mn 2+ при нагревании с порошком диоксида свинца вприсутствии концентрированной азотной кислоты дают малиново-краснуюокраску за счет образования марганцевой кислоты:2MnSO 4 + 5PbO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 3Pb(NO 3 ) 2 + 2PbSO 4 + 2H 2 O.2-5) При добавлении к раствору, содержащему анионы CО 3 , растворасильной кислоты наблюдается выделение пузырьков бесцветного газа СО 2 :Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ;2- +CO 3 + 2H = H2 O + CO 2 .6) Реактивом на ионы Cl¯ является раствор нитрата серебра, дающий сионами Cl¯ белый аморфный осадок хлорида серебра:NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl ;Cl¯ + Ag + = AgCl.При добавлении к осадку водного раствора аммиака происходит его растворениеза счет комплексообразования:AgCl + 2NH 4 OH = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O.При последующем подкислении исследуемого раствора азотной кислотойкомплекс разрушается и снова выпадает белый осадок:[Ag(NН 3 ) 2 ]Cl + HNO 3 = AgCl + NH 4 NO 3 + H 2 O.20.2. Задачи для самостоятельного решения1. Как приготовить по 0,5 л 0,1 н растворов HCl и H 2 SO 4 исходя израствора HCl (ρ = 1,170 г/мл; 34,18 %-ной концентрации) и раствора H 2 SO 4(ρ = 1,82 г/мл; 91,11 %-ной концентрации) ?214

2. Сколько граммов AgNO 3 надо отвесить, чтобы приготовить 250 мл раствораAgNO 3 с титром 0,0010 г/мл ?3. Пользуясь таблицей произведения растворимости, определить, какимииз реактивов (Na 2 S, Na 2 CrO 4 , NaI) можно полнее осадить ион Ag + из раствораAgNO 3 .4. Выпадает ли осадок CaC 2 O 4 при смешении равных объемов 0,01 Мрастворов CaCl 2 и Na 2 C 2 O 4 ?5. Как перевести сульфат бария в растворимую в кислоте форму ?6. Почему нельзя применять реакции окисления Mn 2+ в MnO 4¯ при помощиPbO 2 в солянокислом растворе в присутствии ионов I¯, S 2- , H 2 O 2 ?7. Рассчитать рН 0,05 М раствора гидроксида бария Ba(OH) 2 .+ 3+ 2+ 2+8. Указать частные реакции для открытия ионов: NH 4 , Al , Cu , Zn ,Pb 2+ 2-, SO 4 , NO3¯.21. ЭЛЕМЕНТЫ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.ПОЛИМЕРНЫЕ МАТЕРИАЛЫ21.1. Типовые задачи с решениямиЗадача № 1. Назвать следующие соединения1) CH 3 -CH 2 -CH=CH-CH=CH-CH 3 ; 2) CH 3 -CH=CH-CH=CH-CH 2 -C CH;3) CH C-CH=CH-C C-CH 3 ;4) CH 2 =CH-CH 2 -CH 2 -CH-CH 3 ;CH 35) СH C-CH 2 -CH 2 -C-CH 3 ; 6) CH 3 -CH 2 -CH-CH 2 -C-CH 2 -CH 3 ;CH 2C CH CH 2 – CH 37) CH 3 -CH-CH 2 -CH 2 -C=CH 2 ;O CH 39) CH 3 -C-CH 2 -C-CH 3 ;OH215CH 3 – CH 2 CH 2O8) HO-CH 2 -C-CH 2 -CH 2 -C ;OH10) CH 3 -CH-CH-CH 2 -C=CH-C ;OHOH OH СН 3

11) NH 2 -NH-CH 2 -CH 2 -CH 2 -NH 2 ; 12) HONH-CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH-CH 2 -NH 2 ;CH 3OCH 313) CH 3 -CH 2 -C-CH 2 -C ; 14) NO 2 -CH 2 -CH 2 -CH 2 - CH 2 -Cl ;NHOH OH15) NO 2 -CH 2 -CH 2 -CH=CH-Cl ; 16) NO 2 -СН 2 -CH-CH-CH 2 - CH-CH 2 OH ;Cl NO ClClCH 3CH(CH17) ; 18) ; 19) ; 20) 3 ) 2;CH 3NO 2ClC 2 H 5Cl ClOH21) ; 22) ; 23) .CH=CH 2Cl ClClNO 2Решение. Названия даются согласно правилам женевской номенклатуры:1) гептадиен-2,4; 2) октадиен-4,6-ин-1;3) гептен-3-диин-1,5; 4) 2-метилгексен-5;5) 2-метилгексен-1-ин-5; 6) 2,4-диэтилгексен-1;7) 3-метил-6-этилгептен-6-ин-1; 8) пентанол-5-он-4-аль-1;9) 2-метилпентанол-2-он-4; 10) 3-метилгептен-2-диол-5,6-аль-1;11) 3-амино-1-гидразинопропан; 12) 1-амино-5-гидроксиламино-2-метилпентан;13) 3-гидроксиламино-3-метилпентановаякислота;14) 4-хлоро-1-нитробутан;15) 1-хлоро-4-нитробутен-1; 16) 2,5-дихлоро-4-нитрозо-6-нитрогексанол-1;17) 2-хлор-1-метилциклопропан; 18) 2-нитро-1-метилциклобутен-1;19) циклогексадиен-1,4; 20) изопропилбензол;21) 1-этил-2-винилбензол или ортоэтилвинилбензол;23) мета-нитрофенол.22) гексахлорбензол;216

Задача № 2. Представить графические формулы следующих соединений:1) 2,6-диметил-3-этилгептен-2-ин-4;2) 2-метил-3-этил-4-бутилгептен-6;3) 6-амино-2-метилгептин-3-он-5-аль-1;4) 3-гидразино-2-метилбутадиол-1,4;5) 5-нитро-7-гидроксиламино-2-метил-4-изопропилгептен-2;6) 1-метилциклопентадиен-2,4;7) 5-аминоциклопентадиен-1,3;8) циклогексатриен-1,3,5 или бензол.Решение.CH 2 –CH 3 CH 31) CH 3 – C = C–C C – СН – CH 3 ;CH 3C 2 Н 52) CH 3 -СН-СН-СН-CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 ;CH 3 CH 2 -СН= CH 2O CH 3O3) CH 3 -CH-С-С С-СН-С ;HNH 2CH 34) HOCH 2 -CH-СH-CH 2 OH;NHNH 2NO 25) CH 3 -C=CH-CH-CH-CH 2 -CH 2 -NHOH;CH 3CH 3 (CH 3 ) 26) ; 7) ; 8) .CH 3 NH 2217

Задача № 3. Какова природа каждой химической связи углерод-углерод всоединении Н 3 С-С С-СН=СH-NO 2 ?Решение. Одинарная связь С-С – это σ-связьС СДвойная связь С=С состоит из одной σ-связи и одной π-связи:ССТройная связь СС состоит из одной σ-связи и двух π-связей:ССЗадача № 4. Представить графические формулы всех возможных изомеровалифатического углеводорода С 6 Н 12 . Назвать их.Решение. Для алкенов существует изомерия цепи и изомерия положениядвойной связи.С-С-С-С-С=С ;(гексен-1)С-С-С-С=С-С;(гексен-2)С-С-С=С-С-С;(гексен-3)С=С-С-С-С ; С-С=С-С-С ; С-С-С=С-С ;ССССС(2-метилпентен-4) (2-метилпентен-3) (2-метилпентен-2)СС-С-С-С=С ;СС(2-метилпентен-1)218

С=С-С-С-С ;СС-С=С-С-С ;СС-С-С=С ;С-С(3-метилпентен-1) (3-метилпентен-2) (2-этилбутен-1)СССС=С-С-С ;С=С-С-С ;С-С=С-С .СССС(2,2-диметилбутен-3) (2,3-диметилбутен-1) (2,3-диметилбутен-2)Задача № 5. Какова направленность реакций присоединения HCl и HBr кследующим углеводородам:1) CH 3 – CH = CH 2 + HBr ;2) CH 3 – CH = CH – C(CH 3 ) 3 + HCl ;CH 33) СH 3 – CH = С + HCl ?CH 3Подтвердить ответ изучением индуктивного и мезомерного эффектов.Решение. 1) Индуктивный положительный эффект СН 3 -группы выше, чематома водорода, поэтому направление реакции будет следующим:+δ -δCH 3 CH = CH 2 + H + + +Br¯CH 3 – CH – CH 3 CH 3 – CH – CH 3 .2) Индуктивный положительный эффект (СН 3 ) 3 С-группы выше, чем СН 3 -группы, поэтому направление реакции будет следующим:-δ +δ+CH 3 CH = CH ← С(СН 3 ) 3 + H + +Cl¯CH 3 – CH 2 – CH – С(СН 3 ) 3CH 3 – CH 2 – CH – С(СН 3 ) 3 .ClBr219

3) Индуктивный положительный эффект двух групп СН 3 выше, чем однойгруппы СН 3 , поэтому направление реакции будет следующим:СН 3 СН 3 СНC-δ +δ3+CH 3 CH = C + H + +Cl¯CH 3 – CH 2 – C CH 3 – CH 2 – l C .СН 3 СН 3 СН 3Задача № 6. Исходя из метана получить этан и пропан.Решение. Получаем этан:1) 2СН 41000o1500С 2 Н 2 + 3Н 2 ;2) С 2 Н 2 + 2Н 2t o , катС 2 Н 6 .Получаем пропан:1) С 2 Н 6 + Cl 2 C 2 H 5 Cl + HCl;2) CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl;3) CH 3 Cl + 2Na + C 2 H 5 Cl C 3 H 8 + 2NaCl.Задача № 7. Составить и уравнять схемы реакций следующих процессов:1) СН 3 -СН 2 -СН 3 + О 2 горение;2) СН 3 -СН 2 -СН 3 + О 2 каталитическое окисление;3) СН 3 -СН 2 -СН 3 + HNO 3 нитрование;4) СH 3 -CH 2 -CH 3 + Cl 2Решение.hцепная реакция.1) СН 3 -СН 2 -СН 3 + 5О 2o t3СО 2 + 4Н 2 О;2) СН 3 -СН 2 -СН 3 + О 2катo420 4753) 2СН 3 -СН 2 -СН 3 +2HNO 3ОСН 3 -СН-СН 3 СН 3 -С + СН 3 ОН ;О-ОННСН 3 -С-СН 3 +Н 2 ООСН 3 -СН 2 -СН 2 -NO 2 +2H 2 O + СН 3 -СH-СН 3 ;NO 2220

4) СH 3 -CH 2 -CH 3 + Cl 2hСН 3 -СH-СН 3 + HCl.ClЗадача № 8. Какие продукты получаются в реакции Вюрца-Фиттига изсмеси CH 3 CH 2 Cl и СН 3 -СH-СН 3 ?ClРешение.1) CH 3 CH 2 Cl + 2Na + CH 3 CH 2 Cl CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 3 + 2NaCl;2)СН 3CH 3 CH 2 Cl + 2Na + СН 3 -СH-СН 3 СН 3 -СН 2 -СH + 2NaCl;Cl СН 33)СН 3 СН 3CH 3 -CH-CH 3 + 2Na + СН 3 -СH-СН 3 СН-СН + 2NaCl.Cl Cl СН 3 СН 3Задача № 9. Присоединением к неизвестному алкену Н 2 О полученСН 3СН 3 -С-СH 2 -СН 3ОНКакой это алкен и в каких условиях протекает реакция присоединения ?Решение.1)2)СН 3 СН 3CH 3+δ -δC = CH ← CH 3 + H 2 ОH 2 SO4CH 3 – С – CH 2 – СН 3 ;ОНСН 3 СН 3-δCH 2+δ= C ← CH 2 – CH 3 + H 2 ОH 2 SO4CH 3 – С – CH 2 – СН 3 .ОНОба алкена – 2-метилбутен-2 и 2-метилбутен-1 – могут быть использованыдля получения 2-метилбутанол-2.221

Задача № 10. Составить и уравнять схемы реакции следующихпроцессов:1)С 2 Н 5 С 2 Н 5С = С + О 3 ;СН 3 Н2) -''- + Cl 2 ;3) -''- + HCl ;4) -''- + H 2 O ;5) -''- + KMnO 4 + H 2 SO 4 ;6) -''- + KMnO 4 + H 2 O .Решение.1) С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 5 О С 2 Н 5 С 2 Н 5+Н 2 ОС = С + О 3 С С С = О +СН 3 Н СН 3 О-О Н СН 3+ С 2 Н 5 СОН + Н 2 О 2 ;2)С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 5С = С + Cl 2 С – С ;СН 3 Н СН 3 Cl Cl Н3)С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 5+δ↷-δ +δ -δС = С + HCl С – CH 2 – C 2 H 5 ;СН 3 Н СН 3 Cl4)С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 5HС = С + H 2 O 2 SO 4С – СH 2 – C 2 H 5 ;СН 3 Н СН 3 OH222

5)6)С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 5 O5 С = С + 4KMnO 4 +6H 2 SO 4 5 С =O + 5C 2 H 5 – C +СН 3 Н СН 3 H+ 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 6H 2 O;С 2 Н 5 С 2 Н 5 С 2 Н 53 С = С + 2KMnO 4 +4H 2 O 3 С – CH – C 2 H 5 +СН 3 Н СН 3 OH OH+ 2MnO 2 + 2KOH.Задача № 11. Используя какую реакцию, можно различить СНСН 3 – С С – СН 3 ?Решение.СН СН + 2Ag(NH 3 ) 2 NO 3 Ag – C C–Ag + 2NH 4 NO 3 + 2NH 3 .белый осадокСН иС СН 3 – СС – СН 3 реакция не протекает.Задача № 12. Как, исходя из ацетилена, получить полихлорвинил ?Решение.1) СН СН + HCl CH 2 = CH ; 2) nCH 2 = CH (–CH 2 – CH– ) n .Задача № 13. Как, исходя из метана, получить полибутадиен ?Решение. Можно предложить 2 схемы превращений:1) 2СН 4 С 2 Н 2 + 3Н 2 ;С 2 Н 2 + Н 2 ОО2СН 3 СН 2 ОНH22SO4, Hgкат2) СН 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl,2CH 3 Cl + 2NaC 2 H 6 + Cl 2СН 2 = СН – СН = СН 2 + 2Н 2 О + Н 2 ;C 2 H 6 + 2NaCl,C 2 H 5 Cl + HCl,Cl Cl ClОСН 3 – С ,НNi-РенеяСН 3 С + Н 2 СН 3 СН 2 ОН,Н223

2C 2 H 5 Cl + 2Na C 4 H 10 + 2NaCl,400 , Cr2O3C 4 H 10oCH 2 = CH – CH = CH 2 + 2H 2 ,n CH 2 = CH – CH = CH 2 (– CH 2 – CH = CH – CH 2 – )n.Задача № 14. Хлор взаимодействует с бензолом. Какие продуктыреакции образуются в зависимости от создаваемых условий ?Решение. 1) В присутствии катализатора AlCl 3 , FeCl 3 протекает реакциязамещения:Cl+ Cl 2 + HCl ;2) Под действием света при высокой температуре протекает реакция присоединения:ClCl Clh υ+ 3Cl 2 .Cl ClClЗадача № 15. Составить и уравнять схемы реакций следующихпроцессов:AlCl 31) + H 2 SO 4 ; 2) + CH 3 Cl ;H 2 O3) + O 3 ; 4) + KMnO 4 ;Решение:SO 3 HSO1) + H 2 SO 34 + H 2 O;CH 3AlCl 32) + CH 3 Cl + HCl ;224

O+3H3) + 3O 2 O3 3 C + 3H 2 O 2 ;HOCH4) + KMnO 4 ↛.Задача № 16. Как получить 1-хлор-3,5-динитробензол исходя из бензола?Решение. Прежде всего нитруем бензол:NO 2+ HNO 3H 2 SO 4+ H 2 O.Затем вводим нитрованием вторую группу NO 2 . NO 2 -группа относится коII группе заместителей, ориентирующих электрофильные заместители в метаположение:NO 2NO 2H 2 SO 4+ HNO 3 + H 2 O.NO 2Хлорирование мета-динитробензола приводит к 1-хлор-3,5-динитробензолу,так как обе нитрогруппы ориентируют в метаположение:NO 2 Сl NO 2H 2 SO 4+ Cl 2 + HCl.NO 2NO 2Обратный порядок недопустим, так как после введения хлора, которыйориентирует в о- и п-положения, получить 1-хлор-3,5-динитробензол нельзя.225

21.2. Задачи для самостоятельного решения1. Дать названия следующим веществам по женевской номенклатуре:СН 3СН 3 – С – СН – СН – СН 3 ;СН 3 СН 3 СН 3СН 3СН 3СН – СН 2 – СН = СН 2 ;СН 3СН 3СН 3 – С С – С – СН 3 ;СН 3OСН 3 – С – O – С 2 Н 5 ;СН 3 – СН – С – СООН ;СН 3 ClOСН 3 – СH – СН 2 – С – Н ;СН 3СН 3 – N – С 2 Н 5 ;CH 3С 6 Н 5 – N – С 6 Н 5 .H2. Написать структурные формулы следующих соединений: 2,3,4-триметилгексана; 2,2,3-триметил-4-бромпентана; 3,3-диметилпентина-1; гексадиена-2,4;2-фенилэтаналя; 2,2,3-триметилгексаналя; пентена-4-он-2; бутена-3-он-2; пропандиола.3. Написать структурные формулы изомеров амилена С 5 Н 10 , триметилбензола,метилэтилбензола, амилового спирта.4. В результате сжигания 11,2 л газообразного олефина получилось33,6 л диоксида углерода и 27 г воды. 1 л газа имеет массу 1,875 г (н.у.). Написатьмолекулярную, структурную и электронную формулы олефина, датьназвание.5. Как осуществить следующие переходы: пентан изопентан (2-метилбутан)изопропен изопреновый каучук ? Написать уравнения реакций,используя при этом структурные формулы.6. Какой можно получить продукт и в каком количестве, если подействовать(в присутствии концентрированной серной кислоты) 100 мл 60 %-ногораствора азотной кислоты (ρ = 1,373) на 15,6 г бензола ? Какова роль сернойкислоты в этой реакции ?226

7. Какие химические особенности имеют углеводороды, у которых связи:а) простые; б) кратные; в) ароматические? Ответ подтвердить уравнениямиреакций.8. Сколько килограммов бутадиена можно получить из 240 л 90 %-ногоэтилового спирта, плотность которого 0,8 г/мл ?9. Сухой муравьиный альдегид в неполярных растворителях (например,толуоле) в присутствии катализатора способен полимеризоваться с получениемстойкого полимера – полиформальдегида, на основании которого получаютпластмассы с высокой механической прочностью, заменяющие металл. Используяструктурные формулы, написать уравнения реакций полимеризации формальдегида.10. Как получить карбоновые кислоты исходя из альдегидов: масляный;изомасляный; 2-метилпентаналь; 2,2-диметилпропаналь; 3-метилбутаналь?Написать уравнения реакций и дать названия кислот, которые при этом получились.11. Сколько литров уксусной эссенции (30 %-ной уксусной кислоты,ρ = 1,04) можно получить из 100 кг карбида кальция, который содержит 4 %примесей ?12. Написать уравнения реакций получения капрона из аминокапроновойкислоты NH 2 (CH 2 ) 5 COOH и найлона из адипиновой кислоты СО-ОН(СН 2 ) 4 СООН и гексаметилендиамина NH 2 (CH 2 ) 6 NH 2 .13. Написать уравнение реакции поликонденсации терефталевой кислотыНООС СООН и этиленгликоля НО – СН 2 – СН 2 – ОН. Как называетсяпродукт этой реакции, какими свойствами он обладает ?14. Составить уравнение реакции сополимеризации стиролаС 6 Н 5 –СН–СН 2 и бутадиена СН 2 =СН–СН=СН 2 . Какими свойствами обладаетпродукт сополимеризации и где он используется ?227

22. ЗАДАЧИ ПОВЫШЕННОЙ ТРУДНОСТИ22.1. Электролитическая диссоциация. Буферные растворы. ГидролизЗадача № 1. Рассчитать рН растворов HCl до концентраций С от10 -3 моль/л до 10 -10 моль/л. Построить диаграмму рН-С.Решение. Условием задачи определены низкие концентрации, при которыхстепень диссоциации равна 1 или близка к ней. Для значительных концентрацийкислоты потребовалось бы учитывать степень диссоциации α. Для концентрацииот 10 -3 до 10 -5 моль/л расчет рН раствора производится следующимобразом:α = 1,следовательно, [H + ] = C HCl ;pH = -lg[H + ] = -lgC HCl ;C HCl = 10 -3 моль/л рН = 3;C HCl = 10 -4 моль/л рН = 4;C HCl = 10 -5 моль/л рН = 5.Зависимость рН-С линейная.Во всех этих случаях не учитывалась концентрация ионов водорода, образованныхв результате диссоциации воды, так как она незначительна.При более низких концентрациях кислоты, когда концентрация ионов водорода,образованных в результате диссоциации кислоты, становится близкой кконцентрации ионов водорода, образованных в результате диссоциации воды,необходимо считаться с процессом диссоциации воды:HClH + + Cl¯,H 2 O ⇄ H + + OH¯.Пусть Х – концентрация ионов H + ,У – концентрация ионов OH¯,тогда Х У = 10 -14 = K H 2 O.[Cl¯] = C HCl , так как α = 1.228

Так как раствор электронейтрален, то[Cl¯] + [OH¯] = [H + ];C HCl + У = Х.Имеем систему двух уравнений:Х У = K ;H 2OC HCl + У = Х.XKH 2 OXCHCl.2Получаем уравнение II порядка: X CHClX KHO 0.2Решаем его,причем, в нашем случае имеет физический смысл положительный корень:[H ] XC24KHCl H 2 O(1 12HClC);pHlgC24KHCl H 2 O(1 12HClC);CHCl106моль / л,pHlg1026(11144 10)12105,996.Для концентрации HCl, равной 10 -6 моль/л, диссоциация воды еще незначительносказывается на значении рН, хотя уже ниже на 0,004 единицы, чтосвидетельствует о незначительном вкладе диссоциации воды, повышающейконцентрацию ионов Н + .CHCl107моль / л,pHlg1027(11144 10)14106,79;CHCl108моль / л,pHlg1028(11144 10)14106,98;С HCl = 10 -9 моль/л, рН = 6,998;С HCl = 10 -10 моль/л, рН = 6,9998;Диаграмма рН – С HCl приведена на рис.11.229

pH11,0HCl H + +Cl-234pH=lgC HCl2,03,04,05675,0pH -lgC25,9966,796,98 6,998 6,999810 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 -8 10 -9 10 -10HCl(1 14KCH O 22HCl)С HClРис.11. Диаграмма рН – С HClЗадача № 2. Рассчитать рН растворов СН 3 СООН для концентраций С от1 моль/л до 10 -9 моль/л. Построить диаграмму рН–С.Решение. Условиями задачи определен высший предел концентраций,при котором степень диссоциации уксусной кислоты имеет очень низкую величину:СН 3 СООН ⇄ СН 3 СОО¯ + Н + ;Kд,СН3СООН1,75 10К 5д 1,75 103С = 1 моль/л, 4,2 10 .С 1В этом случае пользуемся для расчетов выражением константы диссоциации:Kд,СН3СООН5[H ] [CH3COO[CH COOH]3.].230

Причем, в связи с малой величиной степени диссоциации доля продиссоциированныхмолекул из всех имеющихся в растворе молекул ничтожна, поэтомувместо равновесной концентрации в выражении константы диссоциацииможно брать исходную концентрацию СН 3 СООН.Так как [H + ] = [CH 3 COO¯],[H + ] = K ,СН СООН [CH3COOH].д 3С = 1 моль/л; [H + ] = 1,75 10 15= 4,2∙10 -3 моль/л; рН = 2,38.С = 0,1 моль/л; [H + 5] = 1,75 10 0, 1С = 0,01 моль/л; [H + ] = 1,75 10 0, 01С = 10 -3 моль/л; [H + ] = 1,75 10 0, 0155= 1,32∙10 -3 моль/л; рН = 2,88.= 4,2∙10 -4 моль/л; рН = 3,38.= 1,32∙10 -4 моль/л; рН = 3,88.Уже при концентрации 10 -3 моль/л доля продиссоциированных молекулстановится высокой:KСд1,751010350,13.А значит, требуется, начиная с концентрации 10 -3моль/л и ниже, врасчетную формулу подставлять только значения равновесных концентраций:СН 3 СООН ⇄ СН 3 СОО¯ + Н + ;равновесные концентрации: (С-Х) моль/л, Х моль/л, Х моль/л.Kд, СН3СООНХ Х;С Х(СХ)Kд, СН3СООНХ2;ХС2KKд, СН3СООНд,СН3СООНKд,СН3СООНХС Kд,СН3ХХСООН2;0.Kд,СНK3 СООН д,СН3СООН2[ H ] Х() C Kд,CHCOOH223;231

рНlgKд,СН3СООН2K(д,СН3СООН2)2С Kд,СН3СООН.3ССН 3 СООН 10 моль/л;551,75 10 1,75 10 2 3 5pH lg(( ) 10 1,75 10 ) 3,91.224ССН 3 СООН 10 моль/л;551,75 10 1,75 10 2 4 5pH lg(( ) 10 1,75 10 ) 4,47.225ССН 3 СООН 10 моль/л;551,75 10 1,75 10 2 5 5pH lg(( ) 10 1,75 10 ) 5,15.226ССН 3 СООН 10 моль/л;551,75 10 1,75 10 2 6 5pH lg(( ) 10 1,75 10 ) 6,02.22Уже при концентрации уксусной кислоты, равной 10 -6 моль/л, степеньэлектролитической диссоциации становится близкой к 1, значит, можно ужепроизводить расчет рН по следующей формуле:pHlg ССН 3 СООНlg1066,0.ДиаграммаpH С СН3 СООН приведена на рис.12.Но, как это было показано в предыдущей задаче, при концентрацияхкислоты 10 -7 моль/л и ниже необходимо учитывать диссоциацию воды, тогдааналогично раствору HCl значения рН будут следующие:ССССНСНСН333СООНСООНСООН101010789моль/л;моль/л;моль/л;pHpHpH6,79.6,98.6,998.232

pH1234567pH2,38.-lg2,88.KgC3,38pH.-lg.K2g K(-( ) KgC)g3,914,472.5,15.6,026,796,98 6,9986,99981 10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 -8 10 -9 10 -102.pH.-lgC2H O( 1 122. . .4KCСCH COOH3)Рис. 12. ДиаграммаpHС СН3 СООНЗадача № 3. Показать, что раствор NH 4 OH и NH 4 Cl, взятых вэквимолярных количествах, является буферным раствором, рНкоторого практически не меняется при его разбавлении, а также придобавлении к нему незначительного количества кислоты или щелочи.Рассчитать рН раствора, содержащего 1 моль/л NH 4 Cl и 1 моль/ лNH 4 OH.Решение. NH 4 OH – слабый электролит:+NH 4 OH ⇄ NH 4 + ОН¯.NH 4 Cl – сильный электролит:NH 4 ClNH 4+ + Cl¯.233

Kд,NH4OHПредположим, что α = 1, тогда NH 4+ = 1 моль/л.;[NH4][OH[NH OH]4]1,79105[OH][NHOH] K4 д,NH 4 OH[NH4]11,79 10151,79105;pOH = -lg [OH¯] = - lg 1,79∙10 -5 = 4,75;pH = 14 – pOH = 14 – 4,75 = 9,25.Предположим, что буферный раствор NH 4 OH-NH 4 Cl разбавили в 2 раза,тогда:[NH 4 OH] = 0,5 моль/л;+[NH 4 Cl] = [NH 4 ] = 0,5 моль/л;50,5 1,79 10[OH ]1,79 ;0,5рОН = 4,75; рН = 9,25.105При разбавлении буферного раствора рН не меняется.Добавим в 1 л буферного раствора 10 мл 1 М раствора NaOH:NH 4 Cl + NaOHNH 4 OH + NaCl.Это приведет к увеличению концентрации NH 4 OH на 0,01 моль/л иуменьшению концентрации NH 4 Cl на 0,01 моль/л. Концентрации станутприблизительно следующими:[NH 4 OH] = 1,01 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,99 моль/л;[OH][NH+[NH 4 ] = 0,99 моль/л.OH] K5д,NH OH 1,01 1,79 10.[NH ]0,9944 4рОН = 4,74; рН = 9,26, т.е. практически не изменился.1,83105моль / л234

Можно показать, что добавление 10 мл щелочи в 1 л воды изменит рН с 7приблизительно до 12.[NaOH] = 0,01 моль/л (не учитывая увеличения объема при добавлении к1 л 10 мл);[OH¯] = 0,01 моль/л;рОН = 2; рН = 12.Добавим в 1 л буферного раствора 10 мл 1 М раствора HCl:NH 4 OH + HCl NH 4 Cl + H 2 O.Это приведет к увеличению концентрации NH 4 Cl на 0,01 моль/л иуменьшению концентрации NH 4 OH на 0,01 моль/л. Концентрации станутприблизительно следующими:[NH 4 OH] = 0,99 моль/л;[OH ]+[NH 4 Cl] = [NH 4 ] = 1,01 моль/л;50,99 1,79 1051,755 10 ;1,01рОН = 4,76; рН = 9,24, т.е. практически не изменился.моль / лЗадача № 4. Подобрать наиболее подходящий индикатор для реакциинейтрализации NH 4 OH сильной кислотой.Решение. Необходимо построить кривую титрования, т.е. установитьзависимость рН от количества кислоты, добавленной для нейтрализацииNH 4 OH. Концентрация может быть выражена в процентах от всего количествакислоты, необходимой для полной нейтрализации NH 4 OH,NH 4 OH + HCl NH 4 Cl + H 2 O.Найдем некоторые точки на кривой. Предположим, что исходный растворNH 4 OH 0,1 молярный и что при нейтрализации NH 4 OH кислотой объем неменяется.Точка 1. Исходный раствор NH 4 OH:Kд,NH4OH[NH 4 ] [OH[NH OH]2354-];

[OH]Kд,NH4OH[NH4OH]1,791050,11,34103моль / л;рОН = 2,87; рН = 11,13.Точка 2. Добавлено 10 % HCl от всего количества для полной нейтрализации,это приводит к следующему:[NH 4 OH] = 0,09 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,01 моль/л;[OH]K+[NH 4 ] = 0,01 моль/л;[NH OH]5,NH OH 4 1,79 10 0,0941,6 10 моль / л;[NH ]0,014д 4рОН = 3,79; рН = 10,21.Точка 3. Добавлено 20 % НCl:[NH 4 OH] = 0,08 моль/л;[OH]+[NH 4 Cl] = [NH 4 ] = 0,02 моль/л;51,79 10 0,0857,16 10 моль / л;0,02рОН = 4,15; рН = 9,85.Точка 4. Добавлено 30 % НCl:[NH 4 OH] = 0,07 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,03 моль/л;[OH ]51,79 100,030,074,18 105моль / л;рОН = 4,38; рН = 9,62.Точка 5. Добавлено 40 % НCl:[NH 4 OH] = 0,06 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,04 моль/л;[OH ]51,79 100,040,062,685 105моль / л;рОН = 4,57; рН = 9,43.236

Точка 6. Добавлено 50 % НCl:[NH 4 OH] = 0,05 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,05 моль/л.В предыдущей задаче расчет рН буферного раствора NH 4 OH-NH 4 Cl сэквимолярными количествами NH 4 OH и NH 4 Cl дал следующий результат:Точка 7. Добавлено 60 % НCl:[OH]рН = 9,25.[NH 4 OH] = 0,04 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,06 моль/л;51,79 100,060,041,19рОН = 4,92; рН = 9,08.Точка 8. Добавлено 70 % НCl:10[NH 4 OH] = 0,03 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,07 моль/л.5моль / л;В данном случае концентрация NH 4 Cl становится высокой, поэтомунеобходимо учитывать гидролиз соли NH 4 Cl, образованной сильной кислотой ислабым основанием:KгNH 4+ + H2 O ⇄ NH 4 OH + H + ;ККН 2 Од,NH 4OH101,75141055,591010;Кг[NH4OH][H[NH ]4];[H]Кг[NH4][NH OH]4105,59 100,030,071,3109моль / л;рН = 8,88.Точка 9. Добавлено 80 % НCl:[NH 4 OH] = 0,02 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,08 моль/л;237

[H]Кг[NH4][NH OH]4105,59 100,020,082,37109моль / л;Точка 10. Добавлено 90 % НCl:[H]рН = 8,65.[NH 4 OH] = 0,01 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,09 моль/л;105,59 100,01Точка 11. Добавлено 99 % НCl:[HТочка 12. Добавлено 100 % НCl:]0,09рН = 8,30.5,0310[NH 4 OH] = 0,001 моль/л;[NH 4 Cl] = 0,099 моль/л;105,59 10 0,0990,001рН = 7,25.5,5310[NH 4 Cl] = 0,1 моль/л;98моль / л;моль / л;Кг[NH4OH][H[NH ]4];[NH 4 OH] = [H + ] ;[H]Kг[NH4]5,5910101017,48106;рН = 5,13.Точка 13. Добавлено 101 % НCl:[H + ] = 0,001 моль/л; рН = 3.Точка 14. Добавлено 110 % НCl:[H + ] = 0,01 моль/л; рН = 2.Кривая титрования показана на рис.13.238

pH1098.10,21.9,85.9,62Синий.9,43Желтый. .9,25.9,088,88.8,65.8,30765ЛакмусБромтимоловыйсиний ЖелтыйСинийМетиловыйкрасный.5,134Красный3. 7,253,0.2.2,011020 30 40 50 60 70 80 90 100 110% HСlРис.13. Кривая титрованияЭквивалентная точка нейтрализации при рН = 5,13.Для того, чтобы была максимальная точность при нейтрализации,необходимо подобрать такой индикатор, у которого переход окраскипроисходит при рН порядка 5.В таблице индикаторов находим наиболее подходящие индикаторы:лакмус – рН интервала перехода окраски 5,0…8,0;бромтимоловый синий – рН интервала перехода окраски 6,0…7,6;метиловый красный – рН интервала перехода окраски 4,4…6,2.239

22.2. Произведение растворимостиЗадача № 1. Смешивают при 20 о С 1 л насыщенного раствора AgCl и 1 л0,01 М раствора NaCl. Какова масса AgCl в растворе ? Выпадает лиосадок AgCl ?Решение. Растворимость AgCl при 20 о С равна:R M,AgCl = 1,2∙10 -5 моль/л.Соли являются сильными электролитами. Для труднорастворимых солейвсе молекулы, перешедшие в раствор, диссоциируют на ионы:AgClAg + + Cl¯.Концентрация ионов Ag + определяется по формуле[Ag + ] = R M,AgCl = 1,2∙10 -5 моль/л.При смешивании растворов, взятых в равных объемах, их концентрацииуменьшаются в 2 раза:[NaCl] = 0,005 моль/л;[Cl¯] = 0,005 моль/л;[Ag + ] = 6∙10 -6 моль/л.Концентрацией ионов Cl¯, образованных при диссоциации AgCl, пренебрегаемввиду малой величины.Условием образования осадка является:[Ag + ] [Cl¯] > ПР AgCl .В нашем случаеAgCl ⇄ Ag + + Cl¯ ; ПР AgCl .= 1,56∙10 -10 .[Ag + ] [Cl¯] = 0,005∙6∙10 -6 = 3∙10 -8 ,то есть [Ag + ] [Cl¯] > ПР AgCl , а значит, будет образовываться осадок AgCl.В растворе[Ag + ] [Cl¯] = ПР AgCl ;[Ag]ПРAgCl[Cl ]1,56 105 103103,12108моль / л.240

Это соответствует такой же концентрации AgCl:[AgCl] = [Ag + ] = 3,12∙10 -8 моль/л.Масса AgCl, оставшегося в растворе,m AgCl = [AgCl] M AgCl V = 3,12∙10 -8 ∙143,5∙2 = 9∙10 -6 г.Остальное же количество AgCl выпадает в осадок.Концентрация ионов серебра, израсходованная на образование осадка,[AgCl] = [Ag + ] = 5,97∙10 -6 моль/л.Масса AgCl, выпавшего в осадок,m AgCl = [AgCl] M AgCl V = 5,97∙10 -6 ∙143,5∙2 = 1,7∙10 -3 г.Задача № 2. К суспензии AgCl в воде добавлен раствор NH 4 OH. Объяснить,приведя соответствующие расчеты, почему осадок растворяется.Решение. Условием растворения осадка является:[Ag + ] [Cl¯] < ПР AgCl ;AgCl (тв) ⇄ Ag + + Cl¯.Следовательно, требуется показать, что в образовавшемся комплексномсоединении [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl концентрация Ag + очень низкая:AgCl + 2NH 4 [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O.Предположив, что концентрация [[Ag(NH 3 ) 2 ] + ] равна 0,01 моль/л и что NH 4 ОНвзят с избытком в 1 моль/л, определим концентрацию ионов Ag + :KH,[Ag(NH3)2 ][Ag(NH 3 ) 2 ] + ⇄ Ag + + 2NH 3о ;,[Ag] [NH[Ag(NH3)32]]2[NH 3 ] = 1 моль/л;9,31108[[Ag(NH 3 ) 2 ] + ] = 0,01 моль/л;[Ag + ] = 9,31∙10 -10 моль/л.241

Предположение, что концентрация [Ag(NH 3 ) 2 ] + равна 0,01 моль/л,обязывает принять такую же концентрацию суспензии AgCl в исходном растворе,а значит:[Cl¯] = 0,01 моль/л; ПР AgCl = 1,56∙10 -10 ;[Ag + ] [Cl¯] = 9,31∙10 -10 ∙0,01 = 9,31∙10 -12 ,то есть [Ag+] [Cl¯] < ПР AgCl .Следовательно, осадок AgCl растворяется в NH 4 OH.Задача № 3. Какую максимальную массу MgCl 2 можно растворить в100 мл буферного раствора NH 4 OH-NH 4 Cl, содержащего эквимолярныеколичества NH 4 OH и NH 4 Cl?Решение. рН настоящего буферного раствора равно 9,25 (см. задачу № 3подразд.22.1). Количество растворяемого хлорида магния будет ограничиватьсярастворимостью Mg(OH) 2 , образующегося в слабощелочном буферном растворе:рН = 9,25; рОН = 4,75;[OH¯] = 1,78∙10 -5 моль/л.Mg(OH) 2(тв) ⇄ Mg 2+ + 2OH¯;ПР[Mg2] [OH]21,21011;[Mg]ПРMg(OH)22 2[OH]1,210(1,78 10115)2Mg(OH) 2.0,0375 моль / л[Mg] V M2mMgCl221000MgCl0,0375 1001000950,356 г.Задача № 4. Раствор содержит 10 -6 моль/л ионов Zn 2+ в кислой среде. рНраствора увеличивают добавлением щелочи. Найти значение рН 1 , прикотором образуется осадок Zn(OH) 2 , и рН 2 , при котором он растворяется.Предполагается, что объем раствора остается практически постояннымпри добавлении щелочи с целью повышения рН.242

Для образования осадка должно быть достигнуто произведение растворимости:Решение. При образовании осадка Zn(OH) 2 устанавливается равновесие:Zn(OH) 2(тв) ⇄ Zn 2+ + 2OH¯ ; ПР 1 = 10 -17 .При растворении в щелочи устанавливается равновесие:Zn(OH) 2(тв) + 2Н 2 О ⇄ [Zn(OH) 4 ] 2- + 2H + ; ПР 2 = 10 -29 .Отсюда[OH][Zn 2+ ] [OH¯] 2 = 10 -17 .17102[Zn ]10101763,16рОН = 5,5; рН 1 = 8,5.106моль / л.Для растворения Zn(OH) 2 должно быть также достигнуто равновесие:[[Zn(OH) 4 ] 2- ] [H + ] 2 = ПР 2 .[[Zn(OH) 4 ] 2- ] = 10 -6 моль/л,так как исходная концентрация ионов Zn 2+ равна 10 -6 моль/л.ПР 10[ H ]2123,16 10 ; pH2- 62[Zn(OH) ] 10[4]2911,5.Подтверждением найденных величин является диаграмма растворимостиZn(OH) 2 – рН (рис.14), которая может быть построена после выполнения расчетовдля различных концентраций Zn 2+ .243

R M,Zn(OH)2моль/л10 -210 -310 -4Zn 2+ 2+Zn(OH) 2 [Zn(OH) 4 ]10 -510 -6 124 6 8 10 12 14 16 pHРис. 14. ДиаграммаR M ,Zn(OH) 2pH22.3. Окислительно-восстановительные процессы. КоррозияЗадача № 1. Построить диаграмму E OX/Red – pH воды. При каких значенияхрН будут окислять воду фтор и хлор? При каких значениях рНбудет восстанавливать воду Na ?Решение. Для воды характерны два процесса:1. Окисление: 2Н 2 О – 4е ⇄ О 2 + 4Н + ; Е о = 1,21 В.E1Eo0,0594lg[H]4Eo0,059 lg[H]1,210,059 pH.Для различных значений рН Е Ox/Red принимают следующие значения:рН 0 4 10 14Е Ox/Red1,21 0,974 0,62 0,3842. Восстановление: 2Н + + 2е ⇄ Н 2 ; Е о = 0,0 В.E2Eo0,0592lg[H]2Eo0,059 lg[H]0,059 pH.244

Для различных значений рН Е Ox/Red принимают следующие значения:рН 0 4 10 14Е Ox/Red 0 -0,236 -0,59 -0,826Диаграмма Е Ox/Red -рН воды показана на рис. (рис.15).Редокс-потенциалы фтора, брома и натрия не зависят от рН, поэтому надиаграмме Е Ox/Red -рН представлены горизонтальными линиями.При всех значениях рН редокс-потенциал фтора выше редокс-потенциалаводы при ее окислении, поэтому фтор окисляет воду при любых значениях рН.Для брома редокс-потенциал выше редокс-потенциала воды при рН>3,5,поэтому бром может окислять воду только при рН>3,5.Натрий имеет редокс-потенциал намного ниже, чем редокс-потенциал водыпри ее восстановлении, поэтому натрий восстанавливает воду при любыхзначениях рН.Задача № 2. Цинк опущен в раствор с концентрацией ионов Zn 2+ , равной10 -6 моль/л. Построить диаграмму Е Ox/Red -рН. Указать, при каких значенияхрН цинк наиболее подвержен коррозии.Решение. В задаче № 4 подразд.22.2 определены интервалы рН различныхформ соединений цинка.При рН ≤ 8,5 в растворе находятся ионы Zn 2+ , а при рН ≥ 11,5 – ионы[Zn(ОН) 4 ] 2- .При рН ≤ 8,5 существует следующее равновесие:Zn 2+ + 2е ⇄ Zn о .E1Eo0,0592lg[Zn2];E 1[Zn 2+ ] = 10 -6 моль/л.0,760,059260,94 B.При pH ≤ 8,5 редокс-потенциал цинка не зависит от рН.При 11,5 ≥ рН ≥ 8,5 существует следующее равновесие:Zn 2+ + 2е ⇄ Zn о ;E2Eo0,0592lg[Zn2].245

Е,B3,02,82,62,42,22,01,81,61,41,21,00,80,60,40,20,0-0,2-0,4-0,6-0,8-1,0-1,2-1,4-1,6-1,8-2,0-2,6-2,8EEF 2/ 2FEBr 2 / 2Br2,87 B;1,087 B;F 2 + 2e ⇄ 2F¯Зона окисления водыЗона стабильности водыBr 2 + 2e ⇄ 2Br¯Е 1 = Е о – 0,059 рН; 2Н 2 О – 4е ⇄ О 2 +4Н +2 4 6 8 10 12 14 рНв ОВ-процессахЕ 2 = –0,059 рН; 2Н + + 2е ⇄ H 2Зона восстановления водыE2,71 B;Na / NaNa o – 1e ⇄ Na +Рис.15. Диаграмма Е Ox/Red -рН для воды246

Концентрация ионов Zn 2+ находится из выражения произведения растворимости:2 2ПРZn(OH) 2[Zn ] [OH ] ;K2H 2 O2 K H 2O[OH ] ; ПРZn(OH)[Zn ] ;22[H ][H ]2ПР [H ] 17 2 22 Zn(OH) 2 10 [H ] [H ][Zn ];22811K H O10 10E2Eo0,059 [Hlg(2 102]211);E2Eo0,059( 2pH 11);2Е 2 = -0,44 – 0,059 рН.Определяем значения редокс-потенциала для различных значений рН:рН = 8,5 Е 2 = -0,94 В; рН = 11,5 Е 2 = -1,1185 В.При рН ≥ 11,5 концентрация ионов [Zn(OH) 4 ] 2- не меняется и остаетсяравной 10 -6 моль/л, при этом существует следующее равновесие:[Zn(OH 4 )] 2- + 4H + + 2e ⇄ Zn o + 4H 2 O, E o = +0,42 B;o 0,0592E3 E lg( [[Zn(OH)4 ] ] [H2Е 3 = Е о – 0,18 – 0,118 рН; Е 3 = +0,24 – 0,118 рН.Определяем значения редокс-потенциала для различных значений рН:рН = 11,5 Е 3 = +0,24 – 0,118∙11,5 = -1,1185 В;рН = 14 Е 3 = +0,24 – 0,118∙14 = -1,412 В.Построим диаграмму Е Ox/Red -рН для цинка (рис.16). Из построенной диаграммыЕ Ox/Red -рН для цинка, а также процесса восстановления воды видно,что если поместить Zn в водный раствор при любом значении рН, металл подверженокислению.При рН ≤ 8,5 цинк переходит в раствор в виде катионов Zn 2+ , при рН ≥11,5 цинк переходит в раствор в виде анионов [Zn(OH) 4 ] 2- , во всех случаях протекаетинтенсивная коррозия цинка. При 11,5 ≥ рН ≥ 8,5 скорость коррозии малаяза счет образования пассивирующей (нерастворимой) пленки Zn(OH) 2 .247]4);

E Ox/RedB0Интенсивная коррозияПассивацияИнтенсивнаякоррозия2 4 6 8 10 12 14 рН-0,2-0,42H + +2e ⇄ H 2 ;E = -0,059 pH-0,6Zn 2+-0,826 В-0,8Zn(OH) 2●-1,0E 1 = -0,94 B; Zn 2+ + 2e ⇄ Zn o[Zn(OH) 4 ] 2--1,2E 2 = -0,44 – 0,059 pH●-1,1185 В-1,4Zn oE 3 = +0,24 – 0,118 pH●-1,412 В-1,6Рис.16. Диаграмма E Ox/Red -pH для цинкарНЗадача № 3. Для следующих полуреакций:1. NO 3¯ + 3H + + 2e ⇄ HNO 2 + H 2 O, E o = 0,94 B;2. НNO 2 + H + + e ⇄ NO + H 2 O, E o = 0,99 Bпостроить диаграмму E Ox/Red -pH. Показать, что в кислой среде азотистаякислота диспропорционирует. Показать, что выше определенногозначения рН (какого?) при обычной температуре реакция диспропорционированияпрактически не имеет места.Решение. Для обеих полуреакций на диаграмме (рис.17) проводимпрямые E Ox/Red -pH, уравнения которых следующие:248

1. NO 3¯ + 3H + + 2e ⇄ HNO 2 + H 2 O; E 1 = 0,94 – 0,09 pH,считая, что [NO 3¯] = 1 моль/л и [HNO 2 ] = 1 моль/л.2. NO 2¯ + H + + e ⇄ NO + H 2 O; E 2 = 0,99 – 0,06 pH,считая, что [HNO 2 ] = 1 моль/л.Выше прямой 1 имеется окисленная форма NO 3¯ первой системы, нижепрямой 1 – ее восстановленная форма НNO 2 .E Ox/RedB1,00,99 В0,94ВNO 3HNO 2 +H + + e⇄ NO+H 2 O;E 2 = 0,99 – 0,06 pHHNO 2NO 3¯+3H + +2e ⇄ HNO 2 +H 2 O;E 1 = 0,94 – 0,09 pH1 2-2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 рНNOHNO 2Рис.17. Диаграмма E Ox/Red -pH соединений азотаВыше прямой 2 имеется окисленная форма HNO 2 второй системы, а нижепрямой 2 – ее восстановленная форма NO.На диаграмме (рис.18) видно, что единственной областью существованияHNO 2 является область между прямыми 1 и 2 при рН < -1,66. Следует отметить,что значения рН ниже -1,66 не существуют.При рН > -1,66 NO 3¯ восстанавливается непосредственно в NO, поэтомуэтот процесс выражается третьей полуреакцией:3. NO 3¯ + 3е + 4Н + ⇄ NO + 2H 2 O,249

в которой зависимость E Ox/Red от pH выражается уравнением:Е 3 = 0,96 – 0,08 рН.HNO 2E Ox/RedBNO 3¯HNO 2 +H + + e⇄ NO+H 2 O1,0NO 3¯ + 4H + + 3e⇄ NO + 2H 2 ONO0,5-2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 рНРис.18. Диаграмма E Ox/Red -pH соединений азотарН = 4,5.Задача № 4. Согласно нижеприведенной (рис.19) диаграмме E Ox/Red -pHдля хлора в воде (при обычных температурах, концентрациях всехучаствующих веществ, равных 1 моль/л, и давлении газа, равном10 5 Па) найти уравнения каждой прямой и соответствующие каждойпрямой полуреакции. Объяснить, почему прямые лимитированыопределенными сегментами.Решение. Рассмотрим последовательно следующие полуреакции:1. HClO + H + + e ⇄ ½ Cl 2 + H 2 O; E o = 1,63 B;E 1 = E o + 0,06 lg [HClO] [H + ]; E 1 = 1,63 – 0,06 pH.2. Cl 2 + 2e ⇄ 2Cl¯ ; E o = 1,36 B;E 2 = 1,36 + 0,06 lg[Cl12]; E 2 = 1,36 B, не зависит от рН.Прямые 1 и 2 (рис. 19) пересекутся при 1,63 – 0,06 рН = 1,36, откуда250

При рН > 4,5 равновесие 1 не существует, так как хлор не может существоватьв растворе, он подвергается диспропорционированию:Cl 2 + H 2 O ⇄ HClO + Cl¯ + H + .Е, B1,631HClO41,361,27Cl 223ClO¯Cl¯50,890 4,5 7,5 14 рНРис.19. Диаграмма E Ox/Red -pH для хлора в водеТретье равновесие дает прямой переход от НСlO к Cl¯:3. HClO + H + + 2e ⇄ Cl¯ + 2H 2 O; E o = 1,49 B;E 31,490,062lg[HClO] [H[Cl ]];Е 3 = 1,49 – 0,03 рН.Прямая, выражающая третье равновесие, лимитирована отрезком, так какHClO существует лишь до рН = 7,5 (при рН = 7,5 концентрации HClO и ClO¯становятся равными).4. HClO ⇄ ClO¯ + H + .Это равновесие диссоциации кислоты нe зависит от редокспотенциала,поэтому оно представлено отрезком прямой, параллельным осиординат: рН = 7,5.251

Пересечение прямых 4 и 3 дает точку, потенциал которойЕ = 1,49 – 0,03∙7,5 = 1,265 В.При рН > 7,5 существует равновесие 5:5. ClO¯ + H 2 O + 2e ⇄ Cl¯ + 2OH¯;E 5 = 0,89 B при рН = 14.E5Eo0,06 [ClO ]lg2 [Cl ] [OH]2Eo0,06lg2[H(10]142)2= Е о – 0,06 рН + 0,84; Е о + 0,84 = Е' o .Е 5 = Е' o – 0,06 рН.Е 10 определяем, зная, что E 5 = 0,89 В при рН = 14:Е 10 = Е 5 + 0,06∙14 = 0,89 + 0,84 = 1,73;Е 5 = 1,73 – 0,06 рН.Все эти прямые, выражающие соответствующие равновесия, лимитированыотрезками, так как при определенных значениях рН один из составныхкомпонентов равновесия не может существовать.252

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1983. – 719 с.2. Курс общей химии / Под ред. Н.В.Коровина. – М.: Высш. шк., 1981. –431 с.3. Авдеенко А.П. Химия и неорганическая химия: Справоч. пособие клекционному курсу. – Ч.I. – Киев: ИСИО, 1993. – 235 с.4. Поляков О.Є. Посібник-довідник до лекційних курсів “Хімія” і “Неорганічнахімія”. – Ч.2. – Київ: ІСДО, 1994. – 172 с.253

СОДЕРЖАНИЕСтр.Термины, условные обозначения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3Числовые значения некоторых констант . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9Перевод единиц разных систем в единицы СИ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9Преобразование некоторых кратных и дольных единиц . . . . . . . . . . . . . . . . . 10Греческий алфавит . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10Таблица растворимости некоторых солей и оснований. . . . . . . . . . . . . . . . . . 101. Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 122. Основные понятия и законы химии. Расчеты по химическойформуле, уравнению химической реакции и по газовым законам . . . . . . . 543. Эквивалент. Эквивалентная масса. Закон эквивалентов . . . . . . . . . . . . . . . 694. Строение атома. Периодический закон . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 735. Химическая связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 786. Термохимические и термодинамические расчеты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 837. Химическая кинетика и химическое равновесие . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 928. Концентрация растворов. Растворы неэлектролитов.Растворимость . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1019. Электролитическая диссоциация . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11510. Водородный показатель. Произведение растворимости.Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12311. Окислительно-восстановительные (ОВ) реакции . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13812. Химические источники постоянного тока.Электрохимические расчеты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14213. Электролиз растворов и расплавов электролитов.Законы электролиза . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15214. Коррозия металлов. Методы защиты металловот коррозии . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16215. Химические свойства металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17216. Обзор химических свойств d-металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17917. Обзор свойств р-элементов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18718. Закономерности изменения свойств бинарных соединений . . . . . . . . . . . 19519. Комплексные соединения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 200254

Стр.20. Элементы аналитической химии . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20821. Элементы органической химии. Полимерные материалы . . . . . . . . . . . . . 21522. Задачи повышенной трудности . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22822.1. Электролитическая диссоциация. Буферные растворы.Гидролиз . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22822.2. Произведение растворимости . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .24022.3. Окислительно-восстановительные процессы. Коррозия . . . . . . . . . . 244Список рекомендуемой литературы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 253255

Учебное изданиеАВДЕЕНКО АНАТОЛИЙ ПЕТРОВИЧЕВГРАФОВА НАТАЛЬЯ ИВАНОВНАСБОРНИК ЗАДАЧПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИДЛЯ СТУДЕНТОВМЕТАЛЛУРГИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙРедактор ХАХИНА НЕЛЛИ АЛЕКСАНДРОВНАПодп. к печати Формат 60х90/16Ризограф. печать. Усл. печ. л. 16,0 Уч.-изд. л. 11,63Тираж 100 экз. Зак. №__________________________________________________________ДГМА. 84313, Краматорск, ул.Шкадинова, 72256