Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
МИНИСТРЕТСВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО-СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
2013
УДК 541.1
Бойчук В.А. Учебно-методическое пособие, программа, решение типовых задач и контрольные задания: Для студентов заочной формы обучения, Казань: КГАСУ, 2013. - с.
Даны указания для самостоятельной работы с учебной литературой, теоретические основы по основным разделам программы с решением типовых задач, контрольные задания.
Рецензент: доцент, к.т.н. кафедры ТСМИК Ушакова Г.Г.
Казанский архитектурно-строительный университет, 2013г.
Бойчук В.А., 2013
ОГЛАВЛЕНИЕ
|
ВВЕДЕНИЕ............................................................................................... |
|
|
Энергетика химических процессов....................................................... |
|
|
Первый закон термодинамики. Энтальпия........................................ |
|
|
Энтропия.................................................................................................... |
|
|
Энергия Гиббса......................................................................................... |
|
|
Химическая кинетика и равновесие..................................................... |
|
|
Способы выражения концентрации раствора.................................... |
|
|
Свойства растворов. Температура кипения и замерзания растворов.................................................................................................... |
|
|
Окислительно-восстановительные реакции....................................... |
|
|
Электрохимия............................................................................................ |
|
|
Электролиз................................................................................................. |
|
|
Коррозия и защита металлов.................................................................. |
|
|
Жесткость воды......................................................................................... |
|
|
Неорганические вяжущие вещества..................................................... |
|
|
Список литературы.................................................................................. |
|
|
Таблица вариантов контрольных заданий.......................................... |
|
|
Приложения............................................................................................... |
ВВЕДЕНИЕ
Дисциплина «Химия» является непрофилирующим предметом в строительном вузе, но необходимым для решения многих задач в строительной практике. Это объясняется тем, что строительное производство представляет важную ветвь химической технологии в самых различных разделах неорганической, органической и коллоидной химии. Кроме того, основы химии необходимы для изучения специальных дисциплин таких как: строительные материалы, материаловедение, грунтоведение и др.
В результате химизации строительства создаются быстротвердеющие бетоны и растворы, используются химические методы ускорения твердения и методы, основанные на стимулировании скорости химических реакций.
В большой степени химизация строительства коснулась отделочных работ.
Разработано множество новых отделочных материалов, которые коренным образом меняют внешний вид помещений и позволяют получить эффекты, о которых раньше можно было только мечтать.
Глубокое понимание процессов, происходящих при твердении вяжущих веществ, знание основ химии строительных материалов, ясное представление о сущности физико-химических и химических процессов, применяемых в строительстве, а также знания о типах коррозии металлических конструкций, бетона и методах защиты их от коррозии обязательны для современного инженера-строителя.
Такое изложение курса химии для слушателей второго высшего образования повышает интерес к непрофилирующей дисциплине – химии, подготавливая инженера-строителя к сознательному применению знаний по химии в его специализации.
I. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические законы. Энтальпия образования химических соединений. Энергетические эффекты при фазовых переходах. Термохимические расчеты. Энтропия и ее изменения при химических процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах.
Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные системы. Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Зависимость скорость гомогенных реакций от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Химическое равновесие в гомогенных системах. Ускорение гомогенных реакций. Гомогенный катализ. Цепные реакции. Фотохимические реакции. Радиационно–химические реакции.
3.Химическая кинетика и равновесие в гетерогенных системах
Фазовые переходы и равновесия. Скорость гетерогенных химических реакций. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Основные факторы, определяющие направление реакций и химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Правило фаз.
Различные виды сорбции. Адсорбционное равновесие. Гетерогенный катализ.
II. РАСТВОРЫ
1.Основные характеристики растворов и других дисперсных систем
Общие понятия о растворах и дисперсных системах. Классификация дисперсных систем. Способы выражения состава растворов и других дисперсных систем. Растворимость.
Изменение энтальпии и энтропии при растворении. Плотность и давление паров растворов. Фазовые превращения в растворах. Осмотическое давление. Общие вопросы физико-химического анализа.
2. Водные растворы электролитов
Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация; два вида электролитов. Характеристика поведения электролитов. Свойства растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация комплексных соединений.
Ионные реакции и равновесия. Произведение растворимости. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. Теория кислот и оснований. Амфотерные электролиты.
Агрегативная и кинетическая устойчивость гетерогенных дисперсных систем. Образование гетерогенных дисперсных систем. Грубодисперсные системы - суспензии, эмульсии, пены. Поверхностно- активные вещества и их влияние на свойства дисперсных систем.
Структура и электрический заряд коллоидных частиц. Свойства лиофобных и лиофильных коллоидных систем. Образование и свойства гелей.
III. Электрохимия
Окислительно-восстановительные реакции; составление уравнений. Гетерогенные окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Законы Фарадея.
Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. Электродвижущая сила и ее измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов.
Кинетика электродных процессов. Поляризация и перенапряжение. Концентрационная и электрохимическая поляризация.
Первичные гальванические элементы, электродвижущая сила, напряжение и емкость элементов. Топливные элементы.
Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по току.
Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами.
Практическое применение электролиза: получение и рафинирование металлов, нанесение гальванических покрытий. Получение водорода, кислорода и других продуктов. Аккумуляторы.
Основные виды коррозии. Вред, наносимый коррозией народному хозяйству. Классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия металлов.
Борьба с коррозией металлов. Изыскание коррозионно-стойких материалов. Методы защиты металлов от коррозии. Изоляция металлов от агрессивной среды; защитные покрытия. Электрохимические покрытия. Электрохимические методы защиты (протекторная, катодная и анодная защита). Изменение свойств коррозионной среды; ингибиторы коррозии. Экономическое значение защиты металлов от коррозии.
IV. СПЕЦИАЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ ДЛЯ ИНЖЕНЕРОВ-СТРОИТЕЛЕЙ
Строение молекул воды. Внутреннее строение и свойства воды в жидком состоянии. Строение кристаллов и свойства льда. Различные формы связанной воды. Химически связанная вода. Термическая диссоциация гидроксидов. Аквасоединения.
Гидрогели. Процессы гидратации и дегидратации гидрогелей. Тиксотропные явления в строительной технике. Сорбция водяных паров. Адсорбированная вода. Хемосорбция воды. Капиллярная конденсация. Абсорбция. Гидрофильность и гидрофобность.
Диаграммы состояния двойных систем типа вода – соль. Кристаллизация воды и водных растворов в различных условиях. Химические свойства воды с элементарными веществами и химическими соединениями. Процессы гидратации и гидролиза.
Магний свойства и соединения. Природные соединения магния.
Оксид и гидроксид магния; огнеупоры. Магнезиальное вяжущее вещество. Карбонат и гидрокарбонат магния.
Кальций. Природные соединения кальция; известняки, мергели, разновидности природного сульфата кальция. Оксид и гидроксид кальция, свойства, получение и применение. Сульфат, карбонат, гидрокарбонат, силикаты кальция. Карбид кальция.
Жесткость природных вод. Происхождение жесткости вод; единицы измерения жесткости. Карбонатная и некарбонатная жесткость. Методы умягчения воды. Другие процессы обработки воды; методы ионного обмена.
Алюминий, свойства и соединения. Природные соединения алюминия. Получение алюминия. Применение алюминия и его сплав в строительстве. Коррозия алюминиевых сплавов и методы защиты от нее. Оксид и гидроксид алюминия.
Физико-химические свойства вяжущих веществ. Воздушные и гидравлические вяжущие вещества. Значение степени дисперсности. Гипсовые вяжущие вещества. Ступенчатая дегидратация двухводного сульфата кальция. Полуводный сульфат кальция. Физико-химическая природа процессов схватывания и твердения.
2. Гидравлические вяжущие вещества
Портландцемент, его получение и процессы, происходящие при его обжиге. Состав цементного клинкера и взаимодействие его с водой. Процессы схватывания и твердения. Основные составляющие цементного камня.
3. Коррозия бетона и методы защиты от коррозии
Коррозия бетона и методы борьбы с ней. Взаимодействие составных частей цементного камня с водой. Сульфатная, угольно-кислотная, магнезиальная коррозия. Методы защиты бетона от коррозии. Технико-экономическое значение борьбы с коррозией бетона.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 119594, две последние цифры 94, им соответствует вариант контрольного задания 94.
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Химическая термодинамика – область химии, изучающая энергетику химических процессов, возможность протекания химических реакций при данных условиях, а также условия установления химического равновесия.
Законы термодинамики не применимы к отдельным молекулам или атомам. Объектом изучения термодинамики является система, т.е. тело или группа тел, состоящих из множества молекул или атомов, выделенных фактически или мысленно из окружающей среды.
Основными параметрами системы являются: объем, давление, температура и концентрация. Другие параметры, зависящие от основных, называются термодинамическими функциями состояния.
В зависимости от того, какие параметры при переходе системы из одного состояния в другое остаются постоянными, процессы делятся на:
В химических процессах наиболее часто используются следующие термодинамические функции:
Все указанные функции являются функциями состояния системы, т.е. изменение их в процессе химической реакции однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути протекания процесса.
Внутренняя энергия системы (U) – это полная энергия системы, т.е. энергия движения молекул, атомов, ядер и электронов в молекулах атомов, энергия межмолекулярного взаимодействия и др., кроме кинетической энергии как целого и ее потенциальной энергии положения в поле тяготения. Запас внутренней энергии системы зависит от параметров состояния системы, от природы вещества и прямо пропорциональна массе вещества. Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Можно лишь судить об изменении внутренней энергии системы при переходе ее из состояния 1 в состояние 2:
состояние 1 → состояние 2
в виде ∆U = U2 - U1, где
U1 – внутренняя энергия системы в начальном состоянии,
U2 - внутренняя энергия системы в конечном состоянии,
∆U – изменение внутренней энергии системы в процессе.
ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТАЛЬПИЯ.
Основные положения термодинамики даются в форме трех ее законов – начал. Первый закон термодинамики вытекает из закона сохранения энергии: энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а лишь переходит из одной формы в другую в эквивалентных количествах.
Первый закон термодинамики устанавливает соотношение между теплотой (Q), работой (А) и внутренней энергией системы(U). Изменение внутренней энергии системы может происходить при поглощении или выделении теплоты.
Теплота Qр (р – const) , поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:
Qр = ∆U + А
Это уравнение выражает закон сохранения энергии, т.е. сумма изменений внутренней энергии и совершенной системой работы равна сообщенной ей теплоте.
Для химических реакций под работой (А) подразумевается работа против внешнего давления, т.е. А = р ∆V, где ∆V – изменение объема системы (V2 - V1). Тогда Qр = ∆U + р ∆V.
Заменяя ∆U на U2 - U1 и А на р ∆V = р(V2 - V1 ), получим уравнение
Qр = U2 - U1 = рV2 – рV1 = (U2 + рV2) - (U1 + рV1).
Обозначим сумму (U + рV) буквой Н или U + рV = Н.
В этом случае, Qр = Н2 - Н1 = ∆Н
Таким образом, теплота в изобарно–изотермическом процессе (р=const, Т= const) равна изменению энтальпии:
Qр = ∆Н
Энтальпия, как и внутренняя энергия, зависит от параметров состояния, от природы, физического состояния, ее изменение (∆Н) определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути протекания процесса:
∆Н = Н2 - Н1
В изохорно – изотермическом процессе (V = const, Т= const) , где А = 0, теплота реакции равна изменению внутренней энергии:
Qv = ∆U
Таким образом, Qp > Qv на работу расширения р ∆V.
Теплоты химических процессов, протекающих при р, Т = const и V,Т = const, называют тепловыми эффектами. Тепловые эффекты реакций определяются как экспериментально, так и при помощи термохимических расчетов. В расчетах используют не абсолютные значения Н и U (т.к. измерить их невозможно), а их изменения ∆Н и ∆U. При экзотермических процессах энтальпия системы уменьшается (∆H< 0) , а при эндотермических – энтальпия системы увеличивается (∆Н > 0).
Поскольку величина ∆Н зависит от агрегатного состояния реагентов, то в термохимических уравнениях указывается их состояние буквами: к – кристаллическое, ж – жидкое, г – газообразное.
При расчетах тепловых эффектов реакций используется теплота (энтальпия) образования вещества.
Теплотой (энтальпией) образования вещества называют тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, устойчивых при данных условиях.
Теплоты образования, отнесенные к стандартному состоянию (р = 1атм) и стандартной температуре (2980 К) , называются стандартными, обозначаются ∆Н0298,обр. и выражаются в Дж/моль и кДж/моль. Верхний индекс отмечает стандартное состояние, нижний – стандартную температуру. Например:
Si(к) + O2 (г) = SiO2 (к) ∆Н0298,обр = - 657 кДж
Это значит, что при соединении 1 г- атома Si и 1 моля O2 выделяется данное количество теплоты.
Теплоты образования простых веществ (Н2(г), O2(г), С(гр),. Br2(Ж), S(ромб) и др.) условно приняты равными нулю.
При известных ∆Н0обр веществ можно рассчитать тепловые эффекты для многих реакций, не прибегая к эксперименту.
В основе расчетов тепловых реакций лежит закон Гесса: тепловой эффект реакции (∆Н0х.р) не зависит от пути ее протекания, а зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов.
Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ:
∆Нхр = ∆Нобр.прод. - ∆Нобр.исх.
Например, вычислить тепловой эффект реакции:
С2Н5ОН(Ж) + 3О2(г) = 2СО2(Г) + 3Н2О(Ж) ; ∆Нр?
Тепловой эффект ∆Нхр определяется равенством:
∆Нхр = (2∆НОобр. +3∆НОобр. ) – (∆НОобр. )
По стандартным теплотам образования веществ (приложение 1) вычисляем ∆Н:
∆Нхр = 2(-393,5) + 3(-285,8) + 277,6 = -1366,9 кДж
Тепловой эффект является важной величиной. Зная тепловой эффект реакции, можно, хотя бы при невысоких температурах, предсказать ее вероятное направление, а также прочность образующегося соединения. Например,
∆НОобр. (К) = -911,2 кДж/моль; ∆НОобр. (Г) = 29 кДж/моль
Эти данные свидетельствуют о том, что первое вещество является довольно прочным. Для его разложения на простые необходимы высокие температуры. Второе же вещество – непрочное, эндотермическое, самовоспламеняющееся на воздухе.
Контрольные вопросы
1. Реакция гашения извести выражается термохимическим уравнением
СаО(К) + Н2О(Ж) = Са(ОН)2 (Ж); ∆Н
Определите тепловой эффект реакции и установите: возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: ∆НОхр = -65,06 кДж.
2. Исходя из теплового эффекта реакции
3СаО(К) + Р2О5(К) = Са3(РО4)2(К); ∆Н = - 739 кДж,
определите ∆НОобр ортофосфата кальция.
Ответ: -4137,5 кДж/моль.
3. Вычислите энтальпию образования карбида кальция исходя из уравнения реакции:
СаО(К) + 3С(К) = СаС2(К) +СО(Г); ∆Н = +453,8 кДж,
Ответ: -71,2 кДж.
4. Напишите термохимическое уравнение сгорания бензола и определите тепловой эффект реакции при сгорании 156г бензола.
Ответ: ∆НОхр = -6074,8 кДж.
5. Сколько выделяется теплоты при окислении кислородом 128г диоксида серы?
Ответ: ∆НОхр = -196,6 кДж.
6. Сколько теплоты выделится при сгорании 1м3 этилена, измеренного при нормальных условиях? Напишите уравнение реакции.
Ответ: ∆НОхр = -5484,6 кДж.
7. При сгорании 16 г магния выделилось 400,8 кДж.
Определите энтальпию образования оксида магния.
Ответ: -601,2 кДж.
8. Теплота растворения сульфата меди (СuSO4) и медного купороса (СuSO4 * 5Н2О) соответственно равны – 66,11 кДж и +11,72 кДж. Вычислите теплоту гидратации сульфата меди.
9. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 341,62 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которого образуются Н2О(Ж) и СO2(Г). Вычислите энтальпию образования этилового спирта.
Ответ: -277,91 кДж.
10. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа.
Ответ: -100,26 кДж.
11. Вычислите сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена?
Ответ: 5907,95 кДж.
12. Вычислите изменения энтальпии при сгорании 5,6 л этана (н.у.) с образованием СО2 (Г) и Н2О(Ж).
Ответ: ∆НОхр = -389,96 кДж.
13. При восстановлении 12,7 г СuO углем поглощается 8,24 кДж теплоты и выделяется СО. Определить энтальпию образования оксида меди.
Ответ: -162,1 кДж/моль.
14. Определите тепловой эффект реакции:
Sе(К) + 2Н2SO4 SеO2(К) + 2Н2О(ж) + 2SO2 (Г)
Ответ: 221,9 кДж.
15. На примере термохимической реакции:
Fe2O3(К) + 2Al(К) Al2O3(К) +2Fe(К); ∆Н = + 854,68 кДж.
Определите энтальпию образования Fe2O3.
Ответ: -821,32 кДж/моль.
16. Тепловой эффект реакции
SiО2(К) +2Mg (К) = 2MgО(К) + Si(К)
равен 362,4 кДж. Определите энтальпию образования диоксида кремния.
Ответ: -841,2 кДж/моль.
17. Определите тепловой эффект реакции образования 49 г серной кислоты
SO3(Г) + Н2O(Ж) Н2SO4(Ж)
Ответ: -65,13 кДж.
18. При сгорании аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится, если было получено 44,8 л NO (н.у.)?
Ответ: 452,27 кДж.
19. Исходя из теплового эффекта реакции
С2Н4(Г) + 3O2(Г) = 2СO2(Г) + 2Н2O(Ж) +1306,3 кДж
Определите энтальпию образования этилена.
Ответ: 52,3 кДж/моль.
20. Определить стандартную энтальпию образования РН3 , исходя из уравнения
2РН3(Г) + 4O2(Г) = Р2O5(К) + 3Н2О(Ж) + 2360 кДж
Ответ: 5,3 кДж/моль.
ЭНТРОПИЯ
Большинство химических реакций протекает самопроизвольно с уменьшением энтальпии (∆Н<0), но наряду с экзотермическими реакциями известно много самопроизвольно протекающих реакций без изменения энтальпии (∆Н =0) или с увеличением энтальпии (∆Н > 0).
Например:
1) растворение нитрата аммония в воде - ∆Н > 0,
2) растворение сахара в воде - ∆Н = 0,
3) смешение нереагирующих между собой газов - ∆Н = 0 и т.д. и т.п.
Что служит критерием самопроизвольного протекания таких реакций? В качестве примера рассмотрим систему из двух газов
|
He |
Ar |
|
Не Ar Ar Не |
Ι
ΙΙ
Первое состояние (Ι) системы более упорядочено, газы разделены перегородкой. Если убрать перегородку (состояние II), т.е. привести в соприкосновение два газа, то они будут самопроизвольно диффундировать друг в друга, смешиваться, рассеиваться по всему объему. При этом увеличивается разупорядоченность, хаотичность системы, а, следовательно, возрастает ее термодинамическая вероятность состояния. Рост вероятности состояния определяет направление естественных процессов.
Итак, критерием смешения газов является стремление системы перейти в более вероятное, разупорядоченное состояние. Мерой разупорядоченности, хаотичности системы в химической термодинамике служит энтропия (S).
Энтропия – это логарифмическое выражение вероятности существования веществ или их состояний:
S = R∙lnW,
где R – газовая постоянная,
W – вероятность состояния.
Энтропию можно только рассчитать, но не измерить. Энтропия зависит от всех видов движения частиц, составляющих молекулу. Поэтому энтропия возрастает в процессах, вызываемых движением частиц, т.е. при нагревании, испарении, плавлении, разрыве связей между атомами и т. п. Наоборот, упрочение связей, охлаждение, конденсация, кристаллизация, полимеризация – процессы, связанные с упорядочением системы, с уменьшением энтропии.
Энтропия является функцией состояния системы. Ее изменение
∆S = S2 - S1 = R * lnW2 - R * lnW1 = R * lnW2/W1
или
∆Sхр = S0прод. - S0исх.
зависит не от пути процесса, а лишь от значения энтропии в начальном и конечном состояниях.
Так как энтропия возрастает с повышением температуры, то можно полагать, что мера неупорядоченности системы Т∆S.
Энтропия пропорциональна массе вещества. Ее обычно относят к одному моль вещества (г-атому или атому) и выражают в Дж/моль. К. Энтропия, отнесенная к температуре 250 С (2980 К) и давлению, равному 1 атм, называется стандартной (S0298).
Энтропия совершенного кристалла любого вещества при Т = 00К равна нулю. Это положение известно как третий закон термодинамики.
Контрольные вопросы
21. Будут ли одинаковы при Т = 00К энтропии чистого золота и золота с примесью серебра?
22. Будут ли одинаковы энтропии в кристаллическом и стеклообразном состояниях диоксида кремния?
23. Найти изменение энтропии в реакциях:
а) Н2(Г) + 1/2 О2(Г) = Н2О(Г);
б) Н2(Г) + 1/2 О2(Г) = Н2О(Ж);
а) 2Н2(Г) + О2(Г) = 2Н2О(Г).
Почему изменение энтропии в реакциях неодинаковы? Ответ мотивируйте.
24. Рассчитайте изменение энтропии для реакции
С(ГР) + СО2(Г) = 2СО(Г).
25. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах
а) воды в пар;
б) графита в алмаз;
Почему? Вычислите изменение энтропии для каждого превращения и сделайте вывод.
26. Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии в реакциях:
а) 2СН4(Г) = С2 Н2 (Г) + 3Н2 (Г);
б) С(ГР) + О2(Г) = СО2(Г);
в) N2(Г) + 3Н2(Г) = 2NН3(Г);
г) 2С (ГР) + О2(Г) = 2СО(Г);
д) N2(Г) + О2(Г) = 2NО(Г);
е) 2СН3ОН (Г) + 3О2(Г) = 4Н2О(Г) + 2СО2(Г) .
ЭНЕРГИЯ ГИББСА
В процессах, происходящих в природе (как физических, так и химических системах), действуют две конкурирующие тенденции:
1) стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т.е. понизить энтальпию (∆Н < 0);
2) стремление системы перейти в состояние с максимальной степенью разупорядоченности, т.е. повысить энтропию (∆S > 0).
Если в процессе степень беспорядка не изменяется (∆S = 0), то направление процесса определяется изменением энтальпии и процесс проходит самопроизвольно в направлении уменьшения энтальпии (∆Н < 0).
Если процесс происходит без изменения энтальпии (∆Н = 0), то фактором, определяющим направление реакции, является энтропия и процесс пойдет самопроизвольно в сторону увеличения энтропии (∆S > 0).
Если одновременно изменяются энтальпия и энтропия, то направление самопроизвольного процесса определяется суммарной движущей силой реакции.
Самопроизвольно реакция протекает в том направлении, в котором общая суммарная движущая сила системы будет уменьшаться. Для реакций, протекающих при постоянной температуре и давлении, такой движущей силой является энергия Гиббса (G) , называемой также изобарно – изотермическим потенциалом, изобарным потенциалом или свободной энтальпией.
Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой
G = H – TS.
Изменение энергии Гиббса (∆G) в реакции равно:
∆G = ∆H – T∆S.
Это очень важное термодинамическое уравнение, которым пользуются для определения направленности химических процессов.
При постоянной температуре и давлении химические реакции протекают самопроизвольно только в направлении уменьшения энергии Гиббса в системе (∆G < 0). Это положение вытекает из второго закона термодинамики, который гласит: ” что теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому; самопроизвольно возможен лишь обратный процесс”.
Из уравнения ∆G = ∆H – T∆S следует, что возможность самопроизвольного протекания химических реакций зависит от соотношения ∆H и T∆S.
Если ∆Н < 0, ∆S > 0, то энергия Гиббса всегда будет величиной отрицательной (∆G < 0) и реакция будет проходить самопроизвольно при любой температуре.
Если ∆Н > 0, а ∆S < 0, то всегда ∆G > 0 и реакция невозможна при любых температурах.
Если ∆Н > 0, а ∆S > 0, то реакция возможна только при высоких температурах.
Если ∆Н < 0, а ∆S < 0, то реакция возможна при низких температурах.
Для сопоставления различных реакций обычно пользуются стандартными энергиями Гиббса образования ∆G0обр.298,т.е. изменением энергии Гиббса при образовании 1 моля соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. ∆G0обр. сложных веществ из простых выражают в кДж/моль.
Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому изменение ее зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от промежуточных стадий реакции:
∆G0 = ∆G0 обр.прод. - ∆G0 обр.исх.
Контрольные вопросы
27. Вычислите ∆G0 298 для реакции
СаСО3(К) = СаО (К) + СО2(Г)
при 25С. Установите, при какой температуре наступит равновесие?
Ответ: ∆G0 ХР = +129,12 кДж; Т= 1080К.
28. Установить, протекание каких из нижеследующих реакций возможно в стандартных условиях:
а) N2 + 1/2 O2(Г) = N2O (Г);
б) 4HCl(Г) + О2(Г) = 2Cl(Г) + H2O (Ж);
в) Fe2O3(К) + 3CO(Г) = 2Fe (К) + 3СО2(Г);
Ответ: (б), (в).
29. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция .
Н2 + СО2(Г) = СО(Г) + Н2О(Ж); ∆Н0 хр. = -2,85 кДж.
Ответ: +25,75 кДж.
30. При какой температуре наступит равновесие в системе
4HCl(Г) + О2(Г) = 2Cl2(Г) + 2H2O(Г); ∆Н0 хр=-114,42 кДж
Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при какой температуре?
Ответ: 685,5 К.
31. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по реакции
РCl5(Г) = РCl3(Г) + Cl2(Г); ∆Н0 хр. = +92,59 кДж.
Ответ: 509К.
32. Какие из карбонатов: ВеСО3 , СаСО3 или ВаСО3 – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Какая реакция идет наиболее энергично?
Ответ: +31,24кДж, -130,17кДж, -216,02кДж.
33. Определить знаки; ∆Н0, ∆S0 и ∆G0 для реакции
АВ(К) + В2(Г) = АВ3(К) ,
протекающей при 2980К в прямом направлении. Будет ли ∆G0 возрастать или убывать с ростом температуры?
34. Рассчитать значение ∆G0 хр. и установить направление протекания реакции при стандартных условиях.
8Аl(К) + 3Fe3O4 = 9Fe (К) + 4Аl2О3(К)
Ответ: -3285,4 кДж
35. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Fe2O3(К) + 3Н2(Г) = 2Fe(К) +3Н2О
Ответ: +53,5кДж.
36. Определите изменение энергии Гиббса в реакции и установите возможность ее протекания в стандартных условиях.
2СН3OН(Г) + 3О 2(Г) = 4Н2О(Ж) + СО2(Г) ,
Ответ: ∆G = - 1303 кДж/моль.
37. При какой температуре наступит равновесие в системе:
СН4(Г) + СО2(Г) = 2СО(Г) + 2Н2(Г) –247,4 кДж.
Ответ: 962,8 К.
38. В реакции , протекающей по уравнению
СО(Г) + 2Н 2(Г) СН3ОН(Ж) + 128,0 кДж,
вычислить равновесную температуру (условия стандартные).
Ответ: 385,5К
39. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе
2NO(Г) + О 2(Г) 2NO2(Г),
Ответ мотивируйте, вычислив ∆G0 прямой реакции.
Ответ: ∆G0ХР = + 16,4 кДж.
40. Определите ∆G0ХР , ВаСО3(К) ВаО (К) + СO2(Г) и установите равновесную температуру.
Ответ: G0ХР =+216,0 кДж;
41. Какие из оксидов (СаО, Fe2O3) могут быть восстановлены алюминием при 250С? Определите ∆G0ХР.
42. Какие из оксидов (SnO, Fe2O3) могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 298К? Определите ∆G0ХР.
43. Вычислить изменение энергии Гиббса для реакций:
а) FeO(К) + С (ГР) = Fe(К) + СО(Г).
б) FeO(К) + СО (Г) = Fe(К) + СO2(Г).
Протекание какой из реакций наиболее вероятно?
Ответ: а) +107,2 кДж, б) -13,0 кДж.
44. Установите направление протекания реакции:
MgO(К) + СО2(Г) MgCO3(К) при 5000С,
Ответ: ∆G0 773 + 44,37 кДж.
45. Возможно ли протекание реакции:
Cu(К) + ZnO(К) = CuO(К) + Zn(К).
в стандартных условиях? Определите ∆G0 ХР.
46. Какие из перечисленных оксидов (СаО, NiO) могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 250С. Определите ∆G0 ХР.
Таблица 1
Стандартные энтальпии образования ∆Н0298, энтропии образования S0298 и энергии Гиббса образования ∆G0298 некоторых веществ
|
Вещество |
Состояние |
∆Н0298 кДж/моль |
S0298 Дж/(моль · К) |
∆G0298 кДж/моль |
|
Al2O3 BaCO3 BaO BeCO3 BeO C C CH4 C2H2 C2H4 C2H6 C6H6 CH3OH C2H5OH CO CO2 CaCO3 CaO Ca(OH)2 CuO Cl2 FeO Fe2O3 Fe3O4 H2 HCl H2O H2O H2SO4 MgCO3 MgO N2 NH3 N2O NO NO2 NiO O2 PH3 P2O5 PCl3 PCl5 SO2 SO3 SnO SеO2 ZnO |
К К К К К ал. гр. Г Г Г Г Ж Ж Ж Г Г К К К К Г К К К Г Г Г Ж Ж К К Г Г Г Г Г К Г Г К Г Г Г Г К К К |
-1676,0 -1218,0 -558,0 -1012,2 -601,02 0 0 -74,85 +226,75 +52,28 -84,68 +49 -238,7 -227,6 -110,52 -393,51 -1207,8 -635,5 -986,50 -162,0 0 -264,8 -821,32 -1117,1 0 -92,3 -241,8 -285,8 -811,3 -1098,21 -601,8 0 -46,2 +82,0 +90,3 +33,5 -239,7 0 +17,22 -1492,0 -272,1 -369,4 -296,9 -395,2 -286,0 -235,9 -550,6 |
50,9 112,1 69,56 199,4 14,15 2,44 5,69 186,2 200,8 219,4 229,5 172,8 126,8 160,7 197,9 213,65 88,7 39,7 76,1 42,6 222,9 60,8 87,4 146,2 130,5 186,8 188,7 70,1 156,9 65,68 26,9 191,5 192,6 219,9 210,6 240,2 38,0 205,0 211,68 114,5 312,1 352,7 248,1 256,7 56,5 57,12 43,6 |
-1582,0 -1138,8 -528,4 -944,75 -581,61 0 0 -50,8 +209,2 +68,1 -32,9 +124,5 -166,31 -174,8 -137,27 -394,38 -1127,7 -604,2 -896,8 -129,9 0 -244,3 -740,3 -1014,2 0 -95,2 -228,6 -237,3 -689,4 -1028,3 -569,6 0 -16,7 -104,1 +86,6 +51,5 -211,6 0 +12,5 -1348,8 -286,4 -324,6 -300,1 -371,2 -256,9 - -320,7 |
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Кинетика – это учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакции является неравенство ∆Gр, Т < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции.
Так, (∆G0 298) (г) = -228,59 кДж/моль, а (∆G0 298) (К) = - 313,8 кДж/моль и,
следовательно, при Т = 298 К и р = 1 атм возможны реакции, идущие по уравнениям:
½ О2(Г) + Н2(Г) = Н2О(Г) (1)
2Al(К) + 3I2(К) = 2AlI3(К) (2)
Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический “тормоз” и тогда проявляется термодинамическая природа веществ. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основными из которых являются концентрация реагентов, температура, давление(для реакций идущих в газовой фазе) и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесие в реагирующей системе.
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе SО2(Г) + O2(Г) SO3(Г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ:
SО2 = а, O2 = b, SO3 = с.
Согласно закону действия масс скорости (v) прямой и обратной реакций до изменения объема
VПР = Ка2b;
VОБР = К1с2;
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: SО2 =3а, O2 = 3b, SO3 = 3с. При новых концентрациях скорости (v/) прямой и обратной реакций:
V/ПР = К (3а)2 (3b) = 27Ка2b;
V/ОБР = К1 (3с)2 = 9К1с2.
Отсюда
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования серного ангидрида.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 700С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант – Гоффа по формуле
Следовательно, скорость реакции (V2), протекающей при температуре 700С, увеличилась по сравнению со скоростью реакции (V1), протекающей при температуре 300С, в 16 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы
СО(Г) + Н2О(Г) СО2(Г) + Н2(Г)
при 8500С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:
СОИСХ = 3 моль/л, Н2О ИСХ = 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:
VПР = К1 СО Н2О;
VОБР = К2 СО2 Н2;
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение КРАВН входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации СО2РАВН = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:
СО2РАВН = Н2РАВН = х моль/л,
СОРАВН = (3 – х) моль/л,
Н2ОРАВН = (2 – х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:
,
х2 = 6 – 2х - 3х + х2; 5х = 6, х = 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
СО2РАВН = 1,2 моль/л;
Н2РАВН = 1,2 моль/л;
СОРАВН = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;
Н2ОРАВН = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению
PCℓ5(Г) PCℓ3(Г) + Cℓ2(Г); ∆Н = + 129,7кДж.
Как надо изменить: а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCℓ5?
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле – Шателье: а) так как реакция разложения PCℓ5 эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCℓ5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCℓ5, так и уменьшением концентрации PCℓ3 или Cℓ2.
Контрольные вопросы
47. Окисление серы и ее диоксида протекают по уравнениям:
а) S(К) + О2(Г) = SO2(Г); б) 2SO2(Г) + О2(Г) = 2SO3(Г). Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?
Ответ: увеличатся: а) в 4 раза, б) в 64 раза.
48. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2 + 3H2 2NH3. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в 3 раза?
Ответ: увеличится в 27 раз.
49. Реакция идет по уравнению N2 + О2 = 2NО. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: N2 = 0,049 моль/л; О2 = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда NО стала равной 0,005 моль/л.
Ответ: N2 = 0,0465 моль/л; О2 = 0,0075 моль/л.
50. Реакция идет по уравнению N2 + 3H2 = 2NH3 . Концентрации участвующих в ней веществ были: N2 = 0,80 моль/л; H2 = 1,5 моль/л; NH3 = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда N2 стала равной 0,50 моль/л.
Ответ: NH3 = 0,70 моль/л; H2 = 0,60 моль/л.
51.Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при 5080С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были: H2 = 0,04 моль/л; I2 = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость ее, когда H2 стала равной 0,03 моль/л.
Ответ: 3,2 * 10-4; 1,92* 10-4.
52. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 800С. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.
Ответ: в 81 раз.
53. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен двум?
Ответ: увеличится в 64 раза.
54. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем?
Ответ: уменьшится в 27 раз.
55. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы 2SO2 + О2 2SO3. Как изменится скорость прямой реакции – образование серного ангидрида, если увеличить концентрацию SO2 в 3 раза?
Ответ: увеличится в 9 раз.
56. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы СН4 + СО2 2СО + Н2.
Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция – образования эндотермическая.
57. Реакция идет по уравнению 2NО + О2 = 2NО2. Концентрация исходных веществ были:NО = 0,03 моль/л; О2 = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/л и концентрацию NО до 0,06 моль/л.
Ответ: увеличится в 8 раз.
58. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы СО2 + С 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО2 уменьшится в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?
59. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С + Н2О(Г) СО + H2. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образования водяных паров?
60. Равновесие гомогенной системы
4HCl(Г) +O2(Г) 2H2O(Г) + 2Cl2(Г).
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: Н2О =0,14 моль/л; Cl2 = 0,14 моль/л; HCl = 0,20 моль/л; O2 = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.
Ответ: HClИСХ = 0,48 моль/л; О2ИСХ = 0,39 моль/л.
61. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(Г) + H2O(Г) СО(Г) +Н2(Г) , если равновесные концентрации реагирующих веществ СО = 0,004 моль/л; H2O = 0,064 моль/л; СО2 = 0,016моль/л; Н2 = 0,016 моль/л.
Ответ: К = 1.
62. Константа равновесия гомогенной системы
СО(Г) + H2O(Г) СО2(Г) + Н2(Г)
при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации СО = 0,10 моль/л; H2O = 0,40 моль/.
Ответ: СО2 = Н2 = 0,08 моль/л; СО = 0,02 моль/л; H2O = 0,32 моль/л.
63. Константа равновесия гомогенной системы
N2 + Н2 2NН3
при температуре 4000С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азота.
Ответ: 0,8 моль/л, 0,84 моль/л.
64. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы
2NО+ О2 2NО2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: NО = 0,2 моль/л; О2 = 0,1 моль/л; NО2 = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NО и О2.
Ответ: К = 2,5; NО = 0,3 моль/л; О2 = 0,15 моль/л.
65. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3Н2 ↔ 2NН3 и не смещается равновесие системы N2 + О2 2NО? Напишите выражение для констант равновесия каждой из данных систем.
66. Исходные концентрации NО и Cl2 в гомогенной системе
2NО + Cl2 2NОCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л.
Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NО.
Ответ: 0,416
СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или объеме раствора или растворителя. Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо величинами размерными - концентрациями.
Пример 1. Вычислите: а) процентную (С%); б) молярную (СМ); в) эквивалентную (СН); г) моляльную (Сm) концентрации раствора H3PO4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/см3 . Чему равен титр Т этого раствора?
Решение. а) массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см3 воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 +282 = 300 г и , следовательно,
300 - 18
100 - С% С% = = 6%
б) мольно-объемная концентрация или молярность , показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора. Масса 1л раствора 1031г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения
300 - 18
1031 - Х Х = = 61,86
Молярность раствора получим делением числа граммов H3PO4 в 1л раствора на мольную массу H3PO4 (97,99 г/моль).
СМ = 61,86 / 97,99 = 0,63 М
в) эквивалентная концентрация или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора. Так как эквивалентная масса
H3PO4 = = = 32,66 г/моль, то СН = 61,86 / 32,66 = 1,89н;
г) мольно-массовая концентрация или моляльность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000г растворителя. Массу H3PO4 в 1000г растворителя находим из соотношения
282 - 18
1000 - Х Х = = 68,83
Отсюда Сm = 68,83 / 97,99 = 0,65m
Титром раствора называется число граммов растворенного вещества в 1 см3 (мл) раствора. Так как в 1л раствора содержится 61,86 кислоты, то
Т = 61,86 / 1000 = 0,06186 1г/см3
Зная нормальность раствора и эквивалентную массу (mЭ) растворенного вещества, титр легко найти по формуле
Т = СНmЭ / 1000.
Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано 25 см3 0,5н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.
V1/ V2 = СН2 / СН1 или V1СН1 = V2СН2
50 · СН1 = 25 · 0,5, откуда СН1= 25 · 0,5 / 50 = 0,25н
Пример 3. К метиловому спирту массой 32г и плотностью 0,8 г/мл добавили воду до объема 80 мл. Определите объемную долю спирта в растворе.
Решение. Рассчитаем объем растворенного вещества:
V(спирт) = =40 мл
Определяем объемную долю спирта в растворе по соотношению
V(спирт) = =40 мл
Пример 4. Найти массы воды и медного купороса CuSO4 · 5Н2О, необходимые для приготовления одного литра раствора, содержащего 8% (масс) безводной соли. Плотность 8% раствора CuSO4 равна 1,084 г/мл.
Решение. Масса 1 л полученного раствора будет составлять 1,084 * 1000 = 1084г. В этом растворе должно содержаться 8% безводной соли, т.е. 1084 * 0,08 = 86,7г. Массу CuSO4 * 5Н2О (мольная масса 249,7 г/моль), содержащую 86,7г безводной соли (мольная масса 159,6 г/моль), найдем из пропорции 249,7 : 159,6 = Х : 86,7.
Х = = 135,6
Необходимая для приготовления раствора масса воды составит 1084 – 135,6 = 948,4г.
Пример 5. К 1л 10% - ного раствора КОН (пл. 1,092 г/ см3) прибавили 0,5л 5% - ного раствора КОН (пл. 1,045 г/ см3). Объем смеси довели до 2л. Вычислить молярную концентрацию полученного раствора.
Решение. Масса 1л 10% - ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится 1092 * 10 / 100 = 109,2 г КОН. Масса 0,5л 5% - ного раствора 1045 * 0,5 = 522,5г. В этом растворе содержится 522,5 * 5 / 100 = 26,125г КОН.
В общем объеме полученного раствора (2л) содержимое КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325г. Отсюда молярность этого раствора СМ = 135,235 / 256,1 = 1,2М, где 56,1 г/моль – мольная масса КОН.
Пример 6. Какой объем 96% - ной кислоты плотностью 1,8 г/см3 потребуется для приготовления 3л 0,4н раствора?
Решение. Эквивалентная масса
Н2SO4 = = 49,04 г/моль
Для приготовления 3л 0,4н раствора требуется 49,04 · 0,4 · 3 = 58,848г Н2SO4 . Масса 1см3 96% - ной кислоты 1,84г. В этом растворе содержится 1,84 * 96 / 100 = 1,766г Н2SO4 . Следовательно, для приготовления 3л 0,4н раствора надо взять 58,848 : 1,766 = 38,32 см3 этой кислоты.
Контрольные вопросы
67. Какой объем 0,1М раствора Н3РO4 можно приготовить из 75 мл 0,75н раствора?
Ответ: 187,5 мл.
68. Для нейтрализации 20мл 0,1н раствора кислоты потребовалось 8мл раствора NaOH. Сколько грамм NaOH содержит 1л этого раствора.
Ответ: 10г.
69. Из 20кг 20% - ного раствора при охлаждении выделилось 800г соли. Чему равна процентная концентрация охлажденного раствора? Чему равен титр этого раствора? Плотность охлажденного раствора равна 1,2 г/мл.
Ответ: 16,7%; 0,2 г/см3 .
70. Какой объем 10% - ного раствора карбоната натрия (пл. 1,105 г/см3) требуется для приготовления 5л 2% раствора (пл. 1,02 г/см3)?
Ответ: 923,1 см3 .
71. Какая масса HNO3 содержится в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см3 0,4н раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH?
Ответ: 0,882г; 0,016 г/см3.
72. К 3 л 10% - ного раствора HNO3 плотностью 1,054 г/см3 прибавили 5л 2% - ного раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислите процентную и молярную концентрацию полученного раствора, объем которого равен 8л.
Ответ: 5,0%; 0,82М.
73. Вычислите эквивалентную и моляльную концентрации 20,8 % - ного раствора HNO3 плотностью 1,12 г/см3. Сколько грамм кислоты содержится в 4л этого раствора?
Ответ: 3,70н; 4,17м; 931,8г.
74. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3 0,3н раствора Н2SO4 прибавить 125 см3 0,2н раствора КОН?
Ответ: 0,14г КОН.
75. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100см3 раствора AgNO3, потребовалось 50см3 0,2н раствора HCl. Какова нормальность раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?
Ответ: 0,1н; 1,433г.
76. Какой объем 0,3н раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32г NaОН в 40см3?
Ответ: 26,6см3.
77. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 20% - ного (по массе) раствора Н2SO4 плотностью 1,14 г/моль, чтобы получить 5% - ный раствор? Какова молярность полученного раствора?
Ответ: 342мл; 0,53М.
78. К 500 мл 32% - ной (по массе) НNO3 плотностью 1,2 г/мл прибавили 1л воды. Чему равна массовая доля НNO3 в полученном растворе? Какова молярность этого раствора?
Ответ: 12%; 2,03М.
79. До какого объема надо разбавить 500мл 20% - ного (по массе) раствора NaCl плотностью 1,152 г/мл, чтобы получить 4,5% - ный раствор плотностью 1,029 г/мл. Какова эквивалентная концентрация полученного раствора?
Ответ: 2,49л; 0,79н.
80. Для приготовления 5% - ного (по массе) раствора MgSO4 взято 400г MgSO4 · 7Н2О. Найти массу полученного раствора и рассчитать его моляльность.
Ответ: 3,9кг; 0,46м.
81. Сколько молей MgSO4 * 7Н2О надо прибавить к 100 молям воды, чтобы получить 10% - ный (по массе) раствор MgSO4? Рассчитать моляльность этого раствора.
Ответ: 1,88 моля; 1,04 м.
82. Сколько грамм Na2SO4 * 10Н2О надо растворить в 800г воды, чтобы получить 10% - ный (по массе) раствор Na2SO4? Рассчитать титр этого раствора, его плотность равна 1г/мл.
Ответ: 234,6г; 0,1 г/см3.
83. Определить, какую массу глицерина плотностью 1,26 г/мл надо взять при приготовлении водного раствора объемом 50 мл с объемной долей глицерина 30%.
Ответ: 18,9г.
84. К воде массой 40г прилили ацетон объемом 100мл и получили раствор с плотностью 0,88 г/мл. Определите объемную долю ацетона в растворе, если плотность ацетона равна 0,79 г/мл.
Ответ: 74%.
85. Для нейтрализации 2л раствора, содержащего 2,8 г КОН, требуется 100 см3 раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора кислоты.
Ответ: 0,5н.
86. Для нейтрализации 31 см3 0,16н раствора щелочи требуется 217см3 раствора Н2SO4. Чему равны нормальность и титр раствора Н2SO4?
Ответ: 0,023н; 1,127 * 10-3 г/см3.
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ТЕМПЕРАТУРА КИПЕНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРОВ
Раствор кипит при более высокой и замерзает при более низкой температуре, чем растворитель. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов прямо пропорционально их моляльной концентрации:
∆t0кип = ЕСm; ∆t0зам = КСm, (1)
где
∆t0кип - повышение температуры кипения;
∆t0зам - понижение температуры замерзания;
Е - эбуллиоскопическая константа;
К - криоскопическая константа;
Сm - моляльная концентрация раствора.
Сm =
где m - масса растворенного вещества в 1000 г растворителя;
M - молекулярная масса растворенного вещества;
m1 - масса растворителя.
Подставив Сm в уравнение (I), получим:
∆t0кип = Е (I)
∆t0зам = К (II)
Зная t0кип или t0зам можно найти молекулярную массу растворенного вещества (М), эбуллиоскопическую (Е) или криоскопическую (К) константы.
Например. Определить температуру кипения 10% - го растворы глюкозы в воде. Е = 0,520.
Решение. В 10% - ом растворе глюкозы в 100г раствора содержится 10г глюкозы и 90 г растворителя. Подставив конкретные значения:
Е = 0,520, m = 10г; m1 = 90г
М = 180 в уравнение (II) , получим
t0кип = 0,52 = 0,3200
Вода кипит при р = 760 мм.рт.ст. при 1000С, поэтому температура кипения раствора равна 100 + 0,32 = 100,320С.
Контрольные вопросы
87. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глицерина С3Н5(ОН)3, зная, что этот раствор кипит при 100,390С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,520,
Ответ: 6,45%.
88. Раствор, содержащий 25,65г некоторого неэлектролита в 300г воды, кристаллизуется при – 0,4650С. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,860С.
Ответ: 342г/моль.
89. При растворении 4,86г серы в 60г бензола температура кипения его повысилось на 0,810, Сколько атомов содержит молекула серы в этом растворе. Эбуллиоскопическая константа бензола 2,570.
Ответ: 8.
90. Вычислите температуру кристаллизации 2% - ного раствора этилового спирта С2Н5ОН, Криоскопическая константа воды 1,860,
Ответ: -0,820С.
91. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глюкозы С6Н12О6, зная, что этот раствор кипит при 100,260С.
Ответ: 8,25%.
92. Вычислите процентную концентрацию водного раствора метанола СН3ОН, температура кристаллизации которого –2,790С. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 4,58%.
93. Раствор, содержащий 0,512г неэлектролита в 100г бензола, кристаллизуется при 5,2960С. Температура кристаллизации бензола 5,50С. Криоскопическая константа 5,10. Вычислите мольную массу растворенного вещества.
Ответ: 128г/моль.
94. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,70? Криоскопическая константа бензола 5,10.
Ответ: 3,91г.
95. Вычислите процентную концентрацию водного раствора сахара С12Н22О11, зная, что температура кристаллизации раствора -0,930С. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 14,6%
96. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 250г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,260? Эбуллиоскопическая константа воды 0,520.
Ответ: 7,5г.
97. Вычислите мольную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2,25г этого вещества в 250г воды, кристаллизуется при –0,2790С. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 60г/моль.
98. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3г некоторого неэлектролита в 500г воды, равна –0,5580С. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 442г/моль.
99. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH2)2CO, содержащего 5г мочевины в 150г воды. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: -1,030.
100. Вычислите температуру кипения 5% - ного раствора нафталина С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,20С. Эбуллиоскопическая константа его 2,570.
Ответ: 81,250.
101. Раствор, содержащий 3,04г камфоры С10Н16О в 100г бензола, кипит при 80,7140С. Температура кипения бензола 80,20С. Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.
Ответ: 2,570.
102. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 4,25г антрацена С14Н10 в 100г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,7180.Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,650.
Ответ: 3,90.
103. Вычислите температуру кипения 15% - ного водного раствора пропилового спирта С3Н7ОН. Эбуллиоскопическая константа воды 0,520.
Ответ: 101,520С.
104.Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,4650? Криоскопическая константа воды 1,860С.
Ответ: 1,12г.
105. Какую массу анилина С6Н5NH2 следует растворить в 50г этилового эфира, чтобы температура кипения была выше температуры кипения этилового эфира на 0,530. Эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,120.
Ответ: 1,16г.
106. При растворении 2,3г некоторого неэлектролита в 125г воды температура кристаллизации понижается на 0,3720. Вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,860.
Ответ: 92г/моль.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисленности атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисленности (n) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Для вычисления степени окисленности элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
Окисление-восстановление – это единый взаимосвязанный процесс. Отдача атомов электронов, сопровождающаяся повышением его степени окисленности, называется окислением, присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисленности, называется восстановлением. Вещество, в состав которого входит окисляющий элемент называется восстановителем; вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, называется окислителем. Атом элемента в своей высшей степени окисленности не может ее повысить (отдавать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисленности не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисленности, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Например:
N5+(HNO3) проявляет только окислительные свойства;
N4+(NO2) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N3+(HNO2) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N2+(NO) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N1+(N2O) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N0(N2) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N1-(NH2OH) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N2-(N2H2) проявляет окислительные и восстановительные свойства;
N3-(NH3) проявляет только восстановительные свойства.
Пример 1. Исходя из степени окисленности (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3 HNO2 HNO3 H2S H2SO3 H2SO4 MnO2 KMnO4, определите какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями, и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение. Степень окисленности для азота в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n для серы соответственно равна –2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n для марганца соответственно равна +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S – только восстановители; HNO3, H2SO4, KMnO4 – только окислители; HNO2, H2SO3, MnO2 – окислители и восстановители.
Пример 2. Могут ли проходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами:
а) H2S и HJ;
б) H2S и H2SO3;
в) H2SO3 и HClO4?
Решение.
а) Степень окисленности в H2S n(S)=-2; в HJ n(J)=-1. Так как и сера, и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H2S n(S)=-2 (низшая), в H2SO3 n(S)=+4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H2SO3 является окислителем;
в) в H2SO3 n(S)=+4 (промежуточная), в HClO4 n(Cl)=+7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H2SO3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.
Пример 3. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции идущей по схеме
+3 +7 +2 +5
H3PO3+KMnO4+H2SO4=MnSO4+H3PO4+K2SO4+H2O
Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяет свою степень окисленности восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 P3+-2e-=P5+ - процесс окисления
окислитель 2 Mn7++5e-=Mn2+ - процесс восстановления
Общее число электронов отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисленности, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:
5H3PO3+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5H3PO4+K2SO4+3H2O
Пример 4. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывая максимальное восстановление последней.
Решение. Цинк, как и любой металл, проявляет только восстановительные свойства.
В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что приобретает минимальную степень окисленности. Минимальная степень окисленности серы как элемента VI группы равна –2. Цинк как металл II группы имеет постоянную степень окисленности +2. Поэтому электронные уравнения будут иметь вид:
восстановитель 4 Zn0-2e-=Zn2+ - процесс окисления
окислитель 1 S6++8e-=S2- - процесс восстановления
Составляем уравнение реакции:
4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O
Перед H2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, так как четыре молекулы H2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn2+.
Пример 5. Определите типы окислительно-восстановительных реакций для следующих процессов:
а) H2S+ HNO3= H2SO4+ NO2+ H2O
б) H3PO3= H3PO4+ PH3
в) (NH4)2Cr2O7=N2+ Cr2O3+ H2O
Решение.
2- 5+ 6+ 4+
а) H2S+8HNO3= H2SO4+8NO2+4H2O
восстановитель 1 S2- -8e-=S6+ процесс окисления
окислитель 8 N5++1e-=N4+ процесс восстановления
В этой реакции взаимодействуют два вещества, одно из которых служит восстановителем, а другое – окислителем. Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления.
3+ 5+ 3-
б) 4H3PO3=3H3PO4+ PH3
восстановитель 3 P3+-2e-=P5+ процесс окисления
4{
окислитель 1 P3++6e-=P3- процесс восстановления
В этой реакции исходное вещество проявляет функции как окислителя, так и восстановителя. Такие реакции являются реакциями самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
3- 6+ 0 3+
в) (NH4)2Cr2O7= N2+ Cr2O3+ H2O
восстановитель 1 2N3- -6e-=2N0 процесс окисления
окислитель 1 2Cr6++6e-=2Cr3+ процесс восстановления
В этой реакции и окислитель, и восстановитель входят в состав одного и того же вещества. Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления.
Контрольные вопросы
107. Реакции выражаются схемами:
P+HJO3+ H2O H3PO4+HJ
H2S+Cl2+ H2O H2SO4+ HCl
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите ее тип, какое вещество является окислителем, какое восстановителем; какое вещество окисляется, какое восстанавливается.
108. См. условие задачи 107.
Ca+HNO3Ca(NO3)2+NH4NO3+ H2O
K2S+KMnO4S+K2SO4+ MnSO4+ H2O
109. См. условие задачи 107.
Br2+ H2S+ H2OHBr+ H2SO4
KMnO4+ Na2SO3+KOH K2MnO4+ Na2SO4+ H2O
110. См. условие задачи 107.
KMnO4+ HBr Br2+KBr+ MnBr2+ H2O
KClO3+ Na2SO3KCl+ Na2SO4
111. См. условие задачи 107.
P+ HNO3+ H2O H3PO4+NO
K2Cr2O7+ H2S+ H2SO4S+Cr2(SO4)3+ K2SO4+ H2O
112. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3, HClO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем, и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции идущей по схеме:
KBr+KBrO3+ H2SO4 Br2+ K2SO4+ H2O
113. См. условие задачи 107.
HNO3+Zn N2O+Zn(NO3)2+ H2O
FeSO4+ KClO3+ H2SO4 Fe2(SO4)3+ KCl+ H2O
114. См. условие задачи 107.
HCl+CrO3Cl2+ CrCl3+ H2O
KMnO4+Cd+ H2SO4 CdSO4+ MnSO4+ K2SO4+ H2O
115. См. условие задачи 107.
HClO3+ H2SO3 HCl+ H2SO4
K2Cr2O7+ FeSO4+ H2SO4 Fe2(SO4)3+ Cr2(SO4)3+ K2SO4 + H2O
116. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисления или восстановления – происходит при следующих превращениях:
As3-As5+; N3+N3-; S2-S0.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
KMnO4+ Na2SO3+ H2O Na2SO4+ MnO2+ KOH
117. См. условие задачи 107.
Cr2O3+ KClO3+ KOH K2CrO4+ KCl+ H2O
PbO2+ MnSO4+ HNO3HMnO4+ PbSO4+ Pb(NO3)2+ H2O
118. См. условие задачи 107.
P+HClO3+H2O H3PO4+ HCl
H3AsO3+ KMnO4+ H2SO4 H3AsO4+ MnSO4+ K2SO4+ H2O
119. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях PH3, H3PO4, H3PO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем, и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
PbS+HNO3S+ Pb(NO3)2+NO+ H2O
120. См. условие задачи 107.
Br2+NaCrO2+NaOH Na2CrO4+NaBr+ H2O
FeS+HNO3 Fe(NO3)2+S+NO+ H2O
121. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисления или восстановления – происходит при следующих превращениях:
Mn6+Mn2+; Cl5+Cl-; N3-N5+
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
Cu2O+ HNO3 Cu(NO3)2+NO+ H2O
122. См. условие задачи 107.
Cl2+J2+ H2O HJO3+ HCl
Na2Cr2O7+ H3PO3+HCl CrCl3 +H3PO4+NaCl+ H2O
123. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами:
а) KMnO4 и NH3
б) HJ и HNO2
в) H2Se и HCl
Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
KNO2+ KMnO4+ H2SO4 KNO3+ MnSO4+ K2SO4+ H2O
124. См. условие задачи 107.
HCl+ Na2Cr2O7 CrCl3 +NaCl+Cl2+ H2O
125. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами:
а) PH3 и HBr
б) H3PO3 и K2Cr2O7
в) HClO4 и HClO
Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
126. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях Na2Cr2O7, KJ и H2SO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем, и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
Электродные потенциалы и электродвижущие силы
Электрохимия изучает процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока, либо вызваны электрическим током. В общем случае это может быть представлено следующей схемой:
A + B C + D; Hэл (1)
где A, B, C, D – химические вещества
Hэл – электрическая энергия
С точки зрения химии, электрохимические процессы представляют собой частный случай окислительно-восстановительных реакций, в которых две полуреакции (окисления и восстановления) пространственно разделены, и электроны от восстановителя к окислителю перемещаются по проводнику (внешней цепи).
При этом, если окислительно-восстановительная реакция протекает самопроизвольно (G<0; Hэл<0), то ее энергия превращается в электрическую, вызывая появление постоянного электрического тока в проводнике.
Устройства, в которых происходит такое превращение, называются химическими источниками электрической энергии. Если химическая реакция, протекающая в таких устройствах, необратима, то их называют гальваническими элементами, в случае обратимости реакций устройства называют аккумуляторами.
Если окислительно-восстановительная реакция протекает не самопроизвольно (G>0), а под действием постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника (Hэл>0), То сопровождающие ее процессы называют электролизом, а устройство, в котором осуществляется электролиз, - электролизером.
На схеме (1) процессы электролиза противоположны тем, которые имеют место при работе химических источников тока.
Любое из этих устройств состоит из двух (или более) электродов – обычно металлов, погруженных в растворы (или расплавы) электролитов. Электрод, на котором происходит процесс окисления, называют анодом, электрод, на котором осуществляется восстановление – катодом.
Рассмотрим сначала основные вопросы, относящиеся к работе гальванических элементов.
Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхность отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается равновесие:
(Men+. ne)Me+mH2O[Me(H2O)m]n++ne- , (2)
в растворе на металле
где n – число электронов, принимающих участие в элементарном акте процесса. На границе металл-жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным потенциалом.
Если металлическую пластинку опустить не в воду, а в раствор, содержащий катионы этого металла, то в зависимости от природы металла, концентрации раствора и температуры, равновесие в системе, отраженной схемой (2), может установиться не только за счет сдвига вправо (частичного растворения металла), но и за счет сдвига влево, то есть частичного осаждения катионов металла из раствора на поверхность этого металла. В этом случае металлическая пластина заряжается не отрицательно, а положительно.
Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Поэтому определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях – так называемые стандартные электронные потенциалы (Е0).
Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или для более точных расчетов активностью), равной 1моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 250C условно принимается равным нулю (Е0=0; G0=0).
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е0), получают так называемый ряд напряжений (см. табл.1).
Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его активность как восстановителя, а также
окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е0, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.
Таблица 2
Стандартные электродные потенциалы (Е0) некоторых
металлов (ряд напряжений)
|
Электрод |
Е0, В |
Электрод |
Е0, В |
|
Li+/Li |
-3,045 |
Cd2+/Cd |
-0,403 |
|
Rb+/Rb |
-2,925 |
Co2+/Co |
-0,277 |
|
K+/K |
-2,924 |
Ni2+/Ni |
-0,25 |
|
Cs+/Cs |
-2,923 |
Sn2+/Sn |
-0,136 |
|
Ba2+/Ba |
-2,90 |
Pb2+/Pb |
-0,127 |
|
Ca2+/Ca |
-2,87 |
Fe3+/Fe |
-0,037 |
|
Na2+/Na |
-2,714 |
2H+/H2 |
0 |
|
Mg2+/Mg |
-2,37 |
Sb3+/Sb |
0,20 |
|
Al3+/Al |
-1,70 |
Bi3+/Bi |
0,215 |
|
Ti2+/Ti |
-1,603 |
Cu2+/Cu |
0,34 |
|
Zr4+/Zr |
-1,58 |
Cu+/Cu |
0,52 |
|
Mn2+/Mn |
-1,18 |
Hg2+/2Hg 2 |
0,79 |
|
V2+/ V |
-1,18 |
Ag+/Ag |
0,80 |
|
Cr2+/Cr |
-0,913 |
Hg2+/Hg |
0,85 |
|
Zn2+/Zn |
-0,763 |
Pt2+/Pt |
1,19 |
|
Cr3+/Cr |
-0,74 |
Au3+/Au |
1,50 |
|
Fe2+/Fe |
-0,44 |
Au+/Au |
1,70 |
Как уже отмечалось выше, определяют не абсолютные, а относительные электродные потенциалы. Делают это с помощью гальванических элементов, измеряя их максимальное напряжение и электродвижущую силу (ЭДС). Поскольку ЭДС всегда положительная, то ее можно представить как
Е=Е+-Е- >0,
где Е+ - более высокий потенциал (соответствует электроду, на котором происходит полуреакция восстановления), то есть потенциал окислителя;
Е- - более низкий электродный потенциал (соответствует электроду, на котором происходит полуреакция окисления), то есть потенциал восстановителя.
ЭДС отвечает состоянию гальванического элемента, в котором вся высвобождающаяся и свободная энергия (G<0) преобразуется в электрическую работу, то есть G=-Аэл.
Аэл=nFЕ,
где n – число электронов, проходящих в элементарном акте от восстановителя к окислителю.
F – число Фарадея = 96500 кулонам, соответствующее количеству электричества, связанного с перемещением 1 моля электронов, (Аэл – это работа по перемещению заряда (nF) с разностью потенциалов Е).
Остальную информацию смотрите в решении типовых задач.
Пример 1. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются медная и цинковая пластины, погруженные в растворы, содержащие их ионы, с активной концентрацией 1моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите ЭДС.
Решение. Схема данного гальванического элемента представляется следующим образом:
A: (-)Zn Zn2+ Cu2+ Cu(+): K (3)
Граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой – пористая перегородка или специальная соединительная трубка, заполненная раствором электролита. Слева записывают электрод с более отрицательным потенциалом, выполняющий роль анода (в данном случае цинк); E0(Zn2+/Zn) =-0,763B,
- справа с более положительным потенциалом, выполняющий роль катода (в данном примере медь; E0(Cu2+/Cu) =0,34В)).
На аноде протекает процесс окисления
Zn0-2e-=Zn2+ (4)
На катоде – процесс восстановления
Cu2++2e-=Сu0 (5)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующей работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (4) и катодного (5) процессов (полуреакций):
Zn+Cu2+=Zn2++Cu
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л (стандартная концентрация), то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов
Е=E0(Cu2+/Cu) - E0(Zn2+/Zn) =0,34-(-0,763)=1,103B
Пример 2. Вычислить потенциал никелевого электрода в растворе его ионов с концентрацией 0,001моль/л.
Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от его природы, концентрации его ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста
где Е0 – стандартный потенциал;
R – газовая постоянная;
T – абсолютная температура, K;
F – постоянная Фарадея (96500кл/моль);
n – число электронов, участвующих в элементарном акте электродного процесса;
[Men+] – концентрация ионов металла в растворе электролита;
[Me] – концентрация металла (восстановленной формы).
После подстановки значений R,F и T для 2980K это уравнение принимает вид:
Исходя из этого, определим потенциал никелевого электрода при данных в задании условиях:
Пример 3. Магниевую пластину опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен –2,41В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/л).
Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 2):
= 4,4 . 10-2моль/л
Пример 4. Определите ЭДС гальванического элемента:
Ag AgNO3 (0,001м) AgNO3 (0,1м) Ag
В каком направлении будут смещаться электроны во внешней цепи при работе этого элемента?
Решение. Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погруженных раствор одного и того же электролита, различающегося только концентрацией (концентрационные гальванические элементы). ЭДС такого элемента также равен разности потенциалов составляющих его электродов. Отсюда потенциал левого (по схеме) электрода (Е1) будет равен
E1=0,8+0,059 . lg10-3=0,8+0,059 .(-3)=0,62B
а правого –
E2=0,8+0,059 . lg10-1=0,8+0,059 .(-1)=0,74B
Вычисляем ЭДС концентрационного элемента:
+ -
E=E2 – E1=0,74 – 0,62=0,12B
Поскольку Е1> E2, то левый электрод будет служить отрицательным полюсом элемента, и электроны будут смещаться во внешней цепи от левого электрода (анода) к правому (катоду).
127. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001М растворе, а другой такой же электрод – в 0,01М растворе сульфата никеля. Ответ: 0,0295В.
128. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Pb2+]=[Mg2+]=0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2,244В.
129. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде.
130. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде.
131. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Mg2+]=[Cd2+]=1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? Ответ: 1, 967В.
132. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (моль/л), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если [Zn2+]=0,001 моль/л? Ответ: 7,3 . 10-15 моль/л.
133. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению
Ni+Pb(NO3)2=Ni(NO3)2+Pb
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni2+]=0,01 моль/л, [Pb2+]=0,02 моль/л. Ответ: 0,064B.
134. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?
135. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий-никелевого аккумулятора?
136. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо-никелевого аккумулятора?
137. В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили в первый цинковую пластину, а во второй – серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
138. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSO4; б) MgSO4; в) Pb(NO3)2? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
139. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала? Ответ: 0,30 моль/л.
140. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) AgNO3; б) ZnSO4; в) NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
141. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал –1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn2+ (в моль/л). Ответ: 1,89 . 10-2 моль/л.
122. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+ (в моль/л). Ответ: 0,20 моль/л.
143. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента, в котором [Cd2+]=0,8 моль/л, а [Cu2+]=0,01 моль/л.
144. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде.
145. При какой концентрации ионов Cu2+(моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? Ответ: 1,89 . 10-12 моль/л.
146. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0,01н., а второй в 0,1н. растворы AgNO3. Ответ: 0,059B.
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролиз – это окислительно-восстановительное разложение вещества под действием проходящего через него постоянного электрического тока.
Электролиз возможен при двух условиях:
1. Необходима поляризация электродов, то есть определенная разность потенциалов. Минимальная разность потенциалов, при которой начинается электролиз вещества, называется его потенциалом или напряжением разложения. Напряжение разложения превышает разность термодинамических потенциалов обоих электродов на величину электродной поляризации и омического падения напряжения в электролизере. На практике для достижения более высокой скорости электролиза к электродам прикладывают напряжение более высокое, чем напряжение разложения.
2. Необходима электропроводность вещества, то есть наличие проводников второго рода – ионов. Подвижность ионов, нужная для прохождения электрического тока, достигается, главным образом, в жидком состоянии (расплаве или растворе).
В этой связи различают электролиз расплавов и электролиз растворов (водных).
Электролиз расплавов
В расплав электролита погружают инертные электроды. Один из них подключают к положительному (аноду), другой – к отрицательному (катоду) полюсам источника постоянного тока. В электрическом поле катионы (положительно заряженные ионы) движутся к катоду (-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) – к аноду (+). При напряжении разложения (и выше) на катоде происходит восстановление, на аноде – окисление.
В качестве примера рассмотрим электролиз расплава NaCl. Химические реакции, протекающие при электролизе расплава NaCl, можно представить следующим образом:
На катоде:
K(-): Na++e-Na0(ENa+/Na = -2,71B)
На аноде:
0
A(+): 2Cl - - 2e-Cl2 (ECl-/Cl =1,34B)
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал натрия
E Na+/Na = -2,71B
а хлорид ионов - ECl-/Cl =1,34B
Таким образом, разность потенциалов при электролизе расплава NaCl, подаваемая от внешнего источника тока, должна быть больше 1,34 – (- 2,71)=4,05В.
Электролиз водных растворов
При электролизе растворов наряду с разложением растворенного вещества возможен и электролиз растворителя (воды). При этом последовательность электрохимических процессов, протекающих на катоде и аноде, зависит от величины потенциалов разложения растворенного вещества и растворителя. Так, на катоде в первую очередь восстанавливаются более сильные окислители, то есть вещества (ионы) с более положительным потенциалом.
1. В первую очередь из водных растворов восстанавливаются катионы металлов с потенциалом более положительным, чем потенциал восстановителя водорода из воды (Е= -0,059pH). Этот процесс можно отразить схемой
Men++ne-=Me0
2. Если в растворе присутствуют катионы металлов с потенциалом, близким к потенциалу разложения воды
(Е= -0,059pH), то, как правило, протекают два процесса: восстановление металла и водорода.
3. При наличии в растворе катионов с потенциалом меньше –1В, то есть более отрицательным, чем у воды, происходит восстановление водорода из воды по схеме
2НОН+2е- +2ОН
Такие активные металлы из водных растворов не восстанавливаются, их можно получить только электролизом расплава.
Вещества, принимающие участие в окислении на аноде, можно подразделить на 4 группы.
Последовательность процессов окисления на аноде
1. В первую очередь при электролизе растворов имеет место окисление и растворение самого анода, если он изготовлен из металла, имеющего более отрицательный потенциал, чем потенциалы окисления других веществ, присутствующий в данной системе, в том числе ионов ОН-. Этот процесс можно отразить схемой:
Этот случай имеет название электролиза с растворимым или активным анодом.
2. Если анод выполнен из неактивного материала (например, платины, золота, графита или других веществ, имеющих наиболее положительные значения равновесных потенциалов), то электролиз протекает с нерастворимым анодом. В этом случае в первую очередь окисляются бескислородные анионы типа An- (S2- , Cl-,Br-, J- и др.) по схеме
An- - ne-=A0
3. При отсутствии бескислородных анионов электролиз на аноде протекает с выделением кислорода в результате окисления ионов ОН- или воды по схеме:
в щелочной среде
при pH>7 4OH- - 4e-=O +2H2O
в нейтральной или кислой среде
при pH7 2H2O - 4e-=O +4H+
4. В последнюю группу входят кислородосодержащие анионы типа (,-, и др.) а также ионы F-, которые имеют электродные потенциалы более положительные, чем потенциал окисления воды, и на аноде в водных растворах не окисляются.
Законы электролиза
Количественно процессы электролиза подчиняются законам Фарадея, которым в настоящее время дают общую формулировку: масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся при электролизе веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.
Обобщенный закон Фарадея выражается уравнением
m=ЭJt / F,
где m – масса образовавшегося или подвергшегося электролизу вещества;
Э – его эквивалентная масса;
J – сила тока, А;
t – время, с;
F – постоянная Фарадея (96500Кл), то есть количество электричества, необходимое для электрохимического превращения 1 эквивалента вещества.
Пример 1. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 1,5ч при силе тока 3А?
Решение. Согласно законам Фарадея
m=ЭJt / 96500, (1)
где m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде;
Э – эквивалентная масса вещества;
J – сила тока, А;
t – продолжительность электролиза, с.
Эквивалентная масса меди CuSO4 равна 63,54/ 2=
=31,77 г/моль. Подставив в формулу (1) значения Э=31,77;
J=3A; t=60 . 60 . 1,5=5400 c, получим:
Пример 2. Вычислите эквивалентную массу никеля, если при электролизе с никелевым анодом его масса уменьшилась на 11,742 г после прохождения 3880 Кл электричества.
Решение. Из формулы (1) можно записать
,
где m=11,742г;
Jt=3880 Кл.
Отсюда
Пример 3. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 3 часов, если на катоде выделилось 3,13 л водорода (н.у.)?
Решение. Из формулы (1)
J=m . 96500/Эt
Так как дан объем водорода, то отношение m/Э заменяем отношением / , где – объем водорода, л;
– эквивалентный объем водорода, л. Тогда
(2)
Эквивалентный объем водорода при н.у. равен половине молярного объема 22,4/ 2=11,2л. Подставив в формулу (2) значения
= 3,13л
= 11,2л
t = 3 . 3600 = 10800 c, находим
J = 3,13 . 96500/ 10800 = 2,797A 2,8A.
Пример 4. Какая масса гидроксида калия образовалась у катода при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода (н.у.)?
Решение. Эквивалентный объем кислорода (н.у.) 22,4/4=5,6 л. Следовательно, 11,2 л содержат две эквивалентные массы кислорода. Столько же эквивалентных масс KOH образовалось у катода или
56,11. 2 = 112,22 г (56,11 г/моль – мольная и эквивалентная масса KOH).
Контрольные вопросы
147. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора AgNO3. Если электролиз проводить с серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г.
Определите расход электричества при этом. Ответ: 4830 Кл.
148. Электролиз раствора CuSO4 проводили в течение 15 мин. При силе тока 2,5А. Выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Ответ: 97,3%.
149. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин. при силе тока 0,5А? Ответ: 0,052 л.
150. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе раствора KBr. Какая масса вещества выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1ч. 35 мин. при силе тока 15А? Ответ: 0,866 г; 70,79 г.
151. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора CuСl2. Вычислите массу меди, выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 мл газа (н.у.). Ответ: 1,588 г.
152. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течение 30 мин. на катоде выделилось 1,071г металла. Вычислите атомную массу металла. Ответ: 114,82.
153. При электролизе растворов MgSO4 и ZnСl2, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде; на анодах? Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.
154. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора Na2SO4. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде 1,12 л газа (н.у.). Какая масса H2SO4 образуется при этом возле анода? Ответ: 0,2 г; 9,8 г.
155. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна эквивалентная масса кадмия? Ответ: 56,26 г/моль.
156. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора KOH. Чему равна сила тока, если в течение 1ч. 15 мин. 20с. на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у.) выделилось при этом на катоде? Ответ: 17,08 А; 8,96 л.
157. Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 5,03 г; 6.266 л; 3,133 л.
158. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч. при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 17,37 г/моль.
159. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 газа (н.у.). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде. Ответ: 0,953 г.
160. Электролиз раствора Na2SO4 проводили при силе тока 7 А в течение 5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 11,75 г; 14,62 л; 7,31 л.
161. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2 А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде? Ответ: 32,20 г; 1,67 л.
162. Электролиз сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин., в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 32,7 г/моль.
163. Насколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO3 проводить при силе тока 2 A в течение 38 мин. 20с.? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах. Ответ: 4,47 г.
164. Электролиз сульфата цинка проводили в течение 5 ч., в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и вычислите силу тока. Ответ: 5,74 А.
165. Электролиз раствора CuSO4 проводили с медным анодом при силе тока 50 А в течение 4 час. При этом выделилось 224 г меди. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анодов. Ответ: 94,48%.
166. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде. Ответ: 0,56 г; 71,0 г.
Коррозия металлов
Коррозией металлов называется самопроизвольное разрушение в результате химического, электрохимического и биологического воздействия окружающей среды.
При этом металлы переходят в окисленное состояние и теряют присущие им свойства, а вещества, входящие в состав окружающей среды, восстанавливаются, выступая как окислители:
- ne- Men+ (G < 0) (1)
O2+ 4e- 2O2- (2)
2H2O + 2e- H0 + 2OH- (3)
2
2H+ + 2e- (4)
O2 + 2H2O + 4e- 4OH- (5)
и другие.
Химическая коррозия возникает под действием на металлы окислителей-неэлектролитов, главным образом газов (газовая коррозия) и жидкостей.
В результате газовой коррозии (особенно при повышенных температурах) металл, окисляясь, покрывается слоем продуктов своего окисления: оксидов, хлоридов, сульфидов и др.
Например, 4Fe + 3O2 2Fe2O3
2Al + 3Cl2 2AlCl3
4Ag + O2 + H2S 2Ag2S + H2O
При этом скорость и глубина газовой коррозии зависит не только от активности металла, агрессивности среды, температуры, но и природы коррозионной пленки. Последняя, чем более сплошная, плотная, прочно связанная с металлом и т.д., тем характеризуется более высокими защитными свойствами (например, Al2O3 на Al, Cr2O3 на Cr и др.).
Электрохимическая коррозия возникает под действием растворов или расплавов электролитов в результате образования на поверхности металлов микрогальванических пар. В таких гальванических элементах роль анода играют участки с более отрицательным потенциалом: обычно наиболее активные и чистые металлы; роль катода – участки с наиболее положительным потенциалом: примеси или менее активные металлы и др. На аноде происходит окисление металлов по схеме (1). На катоде – восстановление. Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются деполяризаторами. Наиболее распространена коррозия с водородной и кислородной деполяризацией.
В первом случае (при водородной деполяризации) на катоде протекает процесс восстановления водорода из воды (схема (3)) или кислоты (схема (4)). Водородная деполяризация преобладает в случаях, когда доступ кислорода, как более сильного окислителя, на поверхность металла ограничен. Это может иметь место под толстым слоем воды или в кислых растворах, в которых растворимость кислорода очень низка.
Во втором случае кислородная деполяризация обусловлена восстановлением атмосферного кислорода, растворенного в коррозионной среде, протекает по схеме (5).
pH среды и коррозия
Окислительные свойства основных деполяризаторов (H+, H2O, O2) зависят не только от химической природы, но и от кислотности среды (pH). При этом величина электродного потенциала в случае водородной деполяризации определяется уравнением
= - 0,059 рН,
а в кислородной -
= 1,23 – 0,059 рН.
Из этого следует, что с уменьшением рН (то есть с увеличением кислотности среды) окислительные свойства указанных деполяризаторов возрастают. Причем, при водородной деполяризации электрохимической коррозии подвергаются металлы с электродным потенциалом более отрицательным, чем у водородного электрода в соответствующей среде (или активные металлы, расположенные в ряду напряжений слева от водорода). При кислородной деполяризации коррозии могут подвергаться и неактивные металлы вплоть до серебра ( =+0,8B).
Механизмы электрохимической коррозии
Как упоминалось выше, электрохимическая коррозия металлов протекает в результате образования и работы короткозамкнутых гальванических элементов. Причиной этого является называемая неоднородность поверхности металла, находящейся в контакте с раствором электролита. При этом возможны 4 основных механизма электрохимической коррозии, связанные с:
Рассмотрим на примерах.
Пример 1. Как протекает коррозия технического цинка в кислой среде?
Решение. Случай соответствует механизму 1. Технический цинк содержит примеси. При этом большинство примесей при контакте металлов с растворами электролитов имеет более положительный потенциал, чем чистый металл. Поэтому примеси, выходящие на поверхность металла, играют роль катода. В данном примере, поскольку среда кислая, на катоде происходит восстановление водорода по схеме (4) (водородная деполяризация). Кристаллы чистого металла (цинка) играют роль анода и окисляются с поверхности по схеме
A: Zn0 – 2e- = Zn2+
Ионы цинка, переходя в раствор, соединяются с гидроксид-ионами и образуют в качестве продукта коррозии малорастворимый Zn(OH)2.
Пример 2. Как протекает атмосферная коррозия цинка при контакте с медью в нейтральной среде?
Решение. Случай также соответствует механизму 1, при этом цинк ( = - 0,74B), как более активный металл, чем медь ( =0,34В), играет роль анода и окисляется, а на меди (катод) происходит восстановление кислорода по схеме (5) (кислородная деполяризация). Продуктом коррозии является Zn(OH)2.
Пример 3. Как происходит аэрационная коррозия железа, обусловленная неравномерным доступом кислорода к поверхности металла?
Решение. Случай соответствует механизму 3. Это явление «п и т и н г» имеет место, когда коррозионная среда не образует сплошной пленки на поверхности металла, а распределяется на ней в виде капель. В этом случае причиной электрохимической коррозии является образование концентрационных элементов в результате неравномерной концентрации окислителя (растворенного кислорода) в объеме коррозионной среды. В центре такой капли концентрация кислорода ниже, чем по краям. Поэтому та часть металла, которая расположена под центром капли, будет анодом, а расположенная по краям капли – катодом.
На аноде
Fe0 – 3e- Fe3+ (при кислородной деполяризации железо окисляется до Fe3+).
На катоде
2Н2О + О2 + 4е- = 4ОН
Продуктом коррозии является Fe(OH)3, который со временем, теряя воду, преобразуется в так называемую бурую ржавчину FeO(OH).
Пример 4. Как протекает электрохимическая коррозия стальных конструкций, испытывающих действие статической механической нагрузки?
Решение. Величина электродного потенциала, возникающего на границе металл-раствор электролита, зависит при прочих равных условиях также и от того, в каком состоянии находится его поверхность, например, сжатом или растянутом. Сжатые области при этом имеют более положительный, а растянутые – более отрицательный потенциал. Это приводит к образованию гальванического элемента, в котором сжатые участки являются катодом (и на них происходит соответствующая деполяризация, связанная с восстановлением наиболее сильного окислителя, входящего в состав коррозионной среды), а растянутые – анодом (на них происходит окисление металла).
Биологическая коррозия
К биологической коррозии относятся случаи, в которых разрушение металлов происходит под влиянием различных микроорганизмов. В последние годы доля биологических разрушений металлов значительно возросла.
Контрольные вопросы
167. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях?
168. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях?
169. Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
170. Какой металл целесообразнее выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или хром? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии. Каков состав продуктов коррозии?
171. Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно, и со временем почти прекращается. Однако, если цинковой палочкой прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
172. Цинковую и железную пластинки опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их соединить проводником?
173. Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих металлов.
174. В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
175. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий-железо. Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях?
176. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
177. Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
178. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
179. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
180. Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
181. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
182. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
183. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний-никель. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
184. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.
185. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и кислой среде.
186. Какое покрытие металла называется анодным и какое катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью, во влажном воздухе и кислой среде.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Природная вода находится в непрерывном взаимодействии с окружающей средой: атмосферой, почвой, растительностью, минералами и горными породами. В зависимости от характера взаимодействия в составе природных вод могут находиться органические и неорганические примеси в растворенном и взвешенном состоянии: газы, соли, микроорганизмы, песок, глина и др.
Воды, содержащие соли кальция и магния, называются жесткими. Жесткая вода обладает рядом отрицательных свойств: при кипячении образуется накипь, плохо пенится мыло, ухудшает разваривание пищи и др. Жесткость воды обуславливается не только солями кальция и магния, но и солями бария, стронция, алюминия, марганца, железа (II, III). Поскольку концентрация этих ионов в воде, используемой для водопотребления, мала, то жесткость природных вод характеризуется суммарным содержанием ионов кальция и магния. Ионы кальция и магния находятся в воде в виде солей различных кислот: угольной, серной, соляной, кремниевой и др. Жесткость воды выражается в миллиэквивалентах на 1 л воды (мэкв/ л).
1 мэкв жесткости соответствует содержанию 20,04 мг/ л Ca2+ или 12,16 мг/ л Mg2+.
Различают следующие виды жесткости:
Общая жесткость выражается суммарной концентрацией ионов Ca2+ и Mg2+.
Временная или устранимая жесткость – это часть общей жесткости, которая устраняется кипячением воды. Она обуславливается содержанием в воде гидрокарбоната кальция Са(НСО3)2 и гидрокарбоната магния Mg(HCO3)2.
Карбонатная жесткость – часть общей жесткости, эквивалентна концентрации карбонатов и гидрокарбонатов кальция и магния.
Некарбонатная жесткость – часть общей жесткости, равная разности между общей и карбонатной жесткостью. Она обуславливается присутствием в воде сульфатов или хлоридов кальция и магния.
Пример. Сколько граммов CaSO4 содержится в 1 м3 воды, если жесткость, обусловленная этой солью, равна 4 мэкв?
Решение.
1-ый вариант.
Мольная масса CaSO4 = 136,14 г/ моль; эквивалентная масса 136,14/ 68,07 г/ моль. В 1 м3 воды жесткостью 4 мэкв содержится 4 . 1000 = 4000 мэкв или 4000/ 68,07 = 272,28 г CaSO4.
2-ой вариант.
Из формулы ж = m/ эv находим m
m = ж . э . v = 4 . 68,07 . 1000 = 272280 мг = 272,28 г CaSO4.
Контрольные вопросы
187. Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 25 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5,5 мэкв? Ответ: 56,06 г.
188. 140 г сульфата магния содержится в 1 м3 воды. Какова жесткость воды? Ответ: 2,35 мэкв/ л.
189. Карбонатная жесткость воды равна 5 мэкв/ л. Сколько потребуется прибавить к 500 л воды фосфата натрия, чтобы ее устранить? Ответ: 136,6 г.
190. В 1 л воды содержится 0,292 г гидрокарбоната магния и 0,2015 г гидрокарбоната кальция. Какова карбонатная жесткость воды? Ответ: 6,5 мэкв/ л.
191. Жесткость воды, обусловленная Са(НСО3)2, равна 4 мэкв. Какой объем 0,1 н раствора HCl потребуется для реакции с Са(НСО3)2, содержащимся в 75 см3 этой воды? Ответ: 3 см3.
192. Насколько понизится карбонатная жесткость, если к 100 мл воды прибавить12,95 г Са(ОН)2?Ответ: на 3,5 мэкв/л.
193. Чему равна жесткость воды, в 220 л которой содержится 11 мг MgSO4? Ответ: 0,83 мэкв/ л.
194. Жесткость воды равна 4 мэкв. Какую массу Na2CO3 необходимо прибавить к 0,1 м3 воды, чтобы устранить ее? Ответ: 21,2 г.
195. Вычислить жесткость воды, зная, что в 600 л ее содержится 65,7 г Mg(HCO3)2 и 61,2 г K2SO4. Ответ: 3,2 мэкв/л.
196. Вода, содержащая только сульфат магния, имеет жесткость 7 мэкв. Какая масса сульфата магния содержится в 300 л этой воды? Ответ: 126,3 г.
197. Жесткость воды равна 3 мэкв. Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 400 л воды, чтобы устранить ее? Ответ: 63,6 г.
198. Чему равна жесткость воды, в 1 л которой содержится ионов магния 36,47 мг и ионов кальция 50,1 мг. Ответ: 5,5 мэкв/л.
199. Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что для реакции с Са(НСО3)2, содержащемся в 200 см3 воды, требуется 15 см3 0,08 н раствора HCl. Ответ: 6 мэкв/л.
200. Как можно устранить карбонатную и некарбонатную жесткость? Напишите уравнения реакций. Чему равна жесткость воды, в 100 л которой содержится 14,632 г гидрокарбоната магния? Ответ: 2 мэкв/ л.
201. Вода, содержащая только Mg(HCO3)2 содержится в 200 л этой воды? Ответ: 51,1 г.
202. Насколько понизится жесткость воды, если к 1 м3 этой воды прибавить 132,5 г карбоната натрия? Ответ: на 2 мэкв/ л.
203. Чему равна жесткость воды, если для ее устранения к 50 л воды потребовалось прибавить 21,2 г карбоната натрия? Ответ: 8 мэкв/ л.
204. Какая масса сульфата кальция содержится в 200 л воды, если жесткость, обуславливаемая этой солью, равна 8 мэкв? Ответ: 108,9 г.
205. Вода, содержащая только Са(НСО3)2, имеет жесткость 9 мэкв. Какая масса Са(НСО3)2 содержится в 500 л воды? Ответ: 364,5 г.
206. Какую массу Са(ОН)2 надо прибавить к 2,5 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 4,43 мэкв/ л? Ответ: 0,406 г.
НЕОГРАНЧЕСКИЕ ВЯЖУЩИЕ ВЕЩЕСТВА
Контрольные вопросы
207. Известняк. Получение негашеной извести. Процесс гашения и твердения извести. Сколько выделится теплоты при взаимодействии 1 кг негашеной извести с водой?
208. Гипсовые вяжущие получения и твердения их. Какая разница между гипсовыми и ангидритовыми вяжущими? Вычислите, сколько выделится теплоты при гидратации 500 г полуводного гипса.
209. Магнезиальный цемент. Получение его. Какая разница между каустическим магнезитом и каустическим доломитом. Твердение магнезиального цемента. Сколько затрачивается энергии при обжиге 250 г магнезита?
210. Чем отличаются гидравлические вяжущие от воздушных вяжущих? Сырье для получения портландцемента. Продукты обжига сырья от 100 0С до 1500 0С.
211. Минералогический состав портландцементного клинкера. Напишите реакции гидратации алита. Сколько выделится теплоты при гидратации 2 кг алита?
212. Химический состав портландцементного клинкера. При гидратации белита выделилось 40,32 КДж теплоты. Какова масса белита подверглась гидратации?
213. Гидратация трехкальциевого алюмината и четырехкальциевого алюмоферрита. Влияние их на свойства цементного камня. Рассчитать тепловой эффект реакции гидратации 0,5 кг трехкальциевого алюмината при стандартных условиях.
214. Виды портландцемента: шлакопортландцемент, пуццолановый, сульфатостойкий. Их состав и применение. Рассчитать тепловой эффект реакции, протекающий по схеме:
Ca(OH)2 + 2SiO2 + H2O → CaO · 2SiO2 · 2H2O
215. Укажите основные различия между портландцементом и глиноземистым цементами по минералогическому и химическому составу. Рассчитать тепловой эффект реакции гидратации 500 г цементита.
216. Сырьевые материалы, используемые для получения глиноземистого цемента. Химический и минералогический состав глиноземистого цемента. Рассчитать тепловой эффект реакции гидратации 2 моль однокальциевого алюмината.
217. Основные причины коррозии бетона. Углекислотная коррозия. Условия и механизм ее протекания. Рассчитать тепловой эффект реакции CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2.
218. Магнезиальная коррозия бетона. Условие ее протекания. Рассчитать тепловой эффект реакции 3CaO · Al2O3 · 6H2O + 3MgCl2 → 3CaCl2 + 3Mg(OH)2 +Al(OH)3.
219. Сульфатная коррозия бетона. Рассчитать тепловой эффект реакции 3CaO · Al2O3 · 6H2O + 3CaSO4 + 26H2O→ 3CaO · Al2O3 · 3CaSO4 · 32H2O.
220. Способы защиты бетона от коррозии. Рассчитайте изменение энтальпии при обработке бетона водным раствором соли кремнефтористоводородной кислоты:
MgSiF6 + 3Ca(OH)2 → MgF2 + 2 CaF2 + SiO2 +2H2O.
221. В 100 г портландцемента содержится 50 г алита и 30 г белита. Сколько выделится теплоты вследствие гидратации этих минералов в цементе, если алит прогидрируется на 75 %, а белит – на 25 %.
Варианты контрольных заданий
Номера задач, относящихся к данному заданию
|
1 |
1 |
27 |
47 |
67 |
87 |
107 |
127 |
147 |
167 |
187 |
221 |
|
2 |
2 |
28 |
48 |
68 |
88 |
108 |
128 |
148 |
168 |
188 |
220 |
|
3 |
3 |
29 |
49 |
69 |
89 |
109 |
129 |
149 |
169 |
189 |
219 |
|
4 |
4 |
30 |
50 |
70 |
90 |
110 |
130 |
150 |
170 |
190 |
218 |
|
5 |
5 |
31 |
51 |
41 |
91 |
111 |
131 |
151 |
171 |
191 |
217 |
|
6 |
6 |
32 |
52 |
42 |
92 |
112 |
132 |
152 |
172 |
192 |
216 |
|
7 |
7 |
27 |
33 |
53 |
43 |
113 |
133 |
153 |
173 |
193 |
213 |
|
8 |
8 |
28 |
34 |
54 |
44 |
114 |
134 |
154 |
174 |
194 |
212 |
|
9 |
9 |
29 |
35 |
55 |
45 |
115 |
135 |
155 |
175 |
195 |
211 |
|
10 |
10 |
30 |
36 |
56 |
46 |
116 |
136 |
156 |
176 |
196 |
210 |
|
11 |
11 |
31 |
37 |
57 |
47 |
117 |
137 |
157 |
177 |
190 |
209 |
|
12 |
12 |
32 |
38 |
58 |
48 |
118 |
138 |
158 |
178 |
197 |
208 |
|
13 |
13 |
33 |
39 |
59 |
49 |
119 |
139 |
159 |
179 |
198 |
207 |
|
14 |
14 |
34 |
40 |
60 |
50 |
120 |
140 |
160 |
180 |
199 |
221 |
|
15 |
15 |
35 |
41 |
61 |
51 |
121 |
141 |
161 |
181 |
200 |
220 |
|
16 |
16 |
36 |
42 |
62 |
52 |
122 |
142 |
162 |
182 |
201 |
219 |
|
17 |
17 |
37 |
43 |
63 |
53 |
123 |
143 |
163 |
183 |
202 |
218 |
|
18 |
18 |
38 |
44 |
64 |
54 |
124 |
144 |
164 |
184 |
203 |
217 |
|
19 |
19 |
39 |
45 |
65 |
55 |
125 |
145 |
165 |
185 |
204 |
216 |
|
20 |
20 |
40 |
46 |
66 |
56 |
126 |
146 |
166 |
186 |
205 |
215 |
|
21 |
21 |
41 |
47 |
67 |
57 |
107 |
127 |
147 |
167 |
187 |
207 |
|
22 |
22 |
42 |
48 |
68 |
58 |
108 |
128 |
148 |
168 |
188 |
208 |
|
23 |
23 |
43 |
49 |
69 |
59 |
109 |
129 |
149 |
169 |
189 |
209 |
|
24 |
24 |
44 |
50 |
70 |
60 |
110 |
130 |
150 |
170 |
190 |
210 |
|
25 |
25 |
45 |
51 |
71 |
61 |
111 |
131 |
151 |
171 |
191 |
211 |
|
26 |
26 |
46 |
52 |
72 |
62 |
112 |
132 |
152 |
172 |
192 |
212 |
|
27 |
27 |
47 |
53 |
73 |
63 |
113 |
133 |
153 |
173 |
193 |
213 |
|
28 |
28 |
48 |
54 |
74 |
64 |
114 |
134 |
154 |
174 |
194 |
214 |
|
29 |
29 |
49 |
55 |
75 |
65 |
115 |
135 |
155 |
175 |
195 |
215 |
|
30 |
30 |
50 |
56 |
76 |
66 |
116 |
136 |
156 |
176 |
196 |
216 |
|
31 |
31 |
51 |
57 |
77 |
67 |
117 |
137 |
157 |
177 |
197 |
217 |
|
32 |
32 |
52 |
58 |
78 |
68 |
118 |
138 |
158 |
178 |
198 |
218 |
|
33 |
33 |
53 |
59 |
79 |
69 |
119 |
139 |
159 |
179 |
199 |
219 |
|
34 |
34 |
54 |
60 |
80 |
70 |
120 |
140 |
160 |
180 |
200 |
220 |
|
35 |
35 |
55 |
61 |
81 |
71 |
121 |
141 |
161 |
181 |
201 |
221 |
|
36 |
6 |
36 |
46 |
56 |
62 |
72 |
82 |
122 |
142 |
162 |
207 |
|
37 |
7 |
27 |
37 |
57 |
63 |
73 |
83 |
123 |
143 |
163 |
213 |
|
38 |
8 |
38 |
47 |
58 |
64 |
74 |
84 |
124 |
144 |
164 |
207 |
|
39 |
9 |
39 |
48 |
59 |
65 |
75 |
85 |
125 |
145 |
165 |
208 |
|
40 |
10 |
40 |
49 |
60 |
66 |
76 |
86 |
126 |
146 |
166 |
209 |
|
41 |
11 |
41 |
50 |
61 |
67 |
77 |
87 |
127 |
147 |
167 |
210 |
|
42 |
12 |
42 |
51 |
62 |
68 |
78 |
88 |
128 |
148 |
168 |
211 |
|
43 |
13 |
43 |
52 |
63 |
69 |
79 |
89 |
129 |
149 |
169 |
212 |
|
44 |
14 |
27 |
44 |
53 |
64 |
70 |
80 |
130 |
150 |
170 |
115 |
|
45 |
15 |
28 |
45 |
54 |
65 |
71 |
81 |
131 |
151 |
171 |
120 |
|
46 |
16 |
29 |
46 |
55 |
66 |
72 |
82 |
132 |
152 |
172 |
221 |
|
47 |
17 |
30 |
47 |
56 |
67 |
73 |
83 |
133 |
153 |
173 |
207 |
|
48 |
18 |
31 |
48 |
57 |
68 |
74 |
84 |
134 |
154 |
174 |
209 |
|
49 |
19 |
32 |
49 |
58 |
69 |
75 |
85 |
135 |
155 |
175 |
210 |
|
50 |
20 |
33 |
50 |
59 |
70 |
76 |
86 |
136 |
156 |
176 |
208 |
|
51 |
34 |
47 |
51 |
71 |
77 |
87 |
97 |
137 |
157 |
177 |
219 |
|
52 |
35 |
48 |
52 |
72 |
78 |
88 |
98 |
138 |
158 |
178 |
214 |
|
53 |
36 |
49 |
53 |
73 |
79 |
89 |
99 |
139 |
159 |
179 |
215 |
|
54 |
37 |
50 |
54 |
74 |
80 |
90 |
100 |
140 |
160 |
180 |
216 |
|
55 |
38 |
51 |
55 |
75 |
81 |
91 |
101 |
141 |
161 |
181 |
217 |
|
56 |
39 |
52 |
56 |
76 |
82 |
92 |
102 |
142 |
162 |
182 |
218 |
|
57 |
27 |
40 |
53 |
57 |
77 |
83 |
103 |
143 |
163 |
183 |
220 |
|
58 |
28 |
41 |
54 |
58 |
78 |
84 |
104 |
144 |
164 |
184 |
221 |
|
59 |
29 |
42 |
55 |
59 |
79 |
85 |
105 |
145 |
165 |
185 |
210 |
|
60 |
30 |
43 |
56 |
60 |
80 |
86 |
106 |
146 |
166 |
186 |
211 |
|
61 |
31 |
44 |
57 |
61 |
81 |
97 |
107 |
147 |
167 |
187 |
207 |
|
62 |
32 |
45 |
58 |
62 |
82 |
98 |
108 |
148 |
168 |
188 |
208 |
|
63 |
33 |
46 |
59 |
63 |
83 |
99 |
109 |
149 |
169 |
189 |
209 |
|
64 |
34 |
47 |
60 |
64 |
84 |
100 |
110 |
150 |
170 |
190 |
210 |
|
65 |
35 |
48 |
61 |
65 |
85 |
101 |
111 |
151 |
171 |
191 |
211 |
|
66 |
36 |
48 |
62 |
66 |
86 |
102 |
112 |
152 |
172 |
192 |
212 |
|
67 |
37 |
50 |
63 |
67 |
87 |
103 |
113 |
153 |
173 |
193 |
213 |
|
68 |
38 |
51 |
64 |
68 |
88 |
104 |
114 |
154 |
174 |
194 |
214 |
|
69 |
39 |
52 |
65 |
69 |
89 |
105 |
115 |
155 |
175 |
195 |
215 |
|
70 |
40 |
53 |
66 |
70 |
90 |
106 |
116 |
156 |
176 |
196 |
216 |
|
71 |
7 |
23 |
27 |
71 |
91 |
107 |
117 |
157 |
177 |
197 |
217 |
|
72 |
8 |
38 |
72 |
92 |
98 |
108 |
118 |
158 |
178 |
198 |
220 |
|
73 |
9 |
39 |
73 |
93 |
99 |
109 |
119 |
159 |
179 |
199 |
221 |
|
74 |
10 |
40 |
74 |
94 |
100 |
110 |
120 |
160 |
180 |
200 |
207 |
|
75 |
11 |
41 |
75 |
95 |
101 |
111 |
121 |
161 |
181 |
201 |
208 |
|
76 |
12 |
42 |
76 |
96 |
102 |
113 |
122 |
162 |
182 |
202 |
219 |
|
77 |
13 |
43 |
77 |
97 |
103 |
114 |
123 |
163 |
183 |
203 |
220 |
|
78 |
14 |
27 |
44 |
78 |
104 |
115 |
124 |
164 |
184 |
204 |
221 |
|
79 |
16 |
29 |
46 |
55 |
105 |
116 |
125 |
165 |
185 |
205 |
217 |
|
80 |
17 |
30 |
47 |
56 |
106 |
117 |
126 |
166 |
186 |
206 |
216 |
|
81 |
18 |
31 |
48 |
57 |
101 |
107 |
118 |
127 |
167 |
187 |
207 |
|
82 |
19 |
32 |
49 |
58 |
102 |
108 |
119 |
128 |
168 |
188 |
208 |
|
83 |
20 |
33 |
50 |
59 |
103 |
109 |
120 |
129 |
169 |
189 |
209 |
|
84 |
21 |
34 |
47 |
51 |
104 |
110 |
121 |
130 |
170 |
190 |
210 |
|
85 |
22 |
35 |
48 |
52 |
105 |
111 |
122 |
131 |
171 |
191 |
211 |
|
86 |
23 |
36 |
49 |
53 |
106 |
112 |
123 |
132 |
172 |
192 |
212 |
|
87 |
24 |
37 |
50 |
54 |
107 |
113 |
124 |
133 |
173 |
193 |
213 |
|
88 |
25 |
38 |
51 |
55 |
108 |
114 |
125 |
134 |
174 |
194 |
214 |
|
89 |
26 |
39 |
52 |
56 |
109 |
115 |
126 |
135 |
175 |
195 |
215 |
|
90 |
27 |
40 |
53 |
90 |
110 |
116 |
127 |
136 |
176 |
196 |
216 |
|
91 |
28 |
41 |
54 |
91 |
111 |
117 |
128 |
137 |
177 |
197 |
217 |
|
92 |
29 |
42 |
55 |
92 |
112 |
118 |
129 |
138 |
178 |
198 |
218 |
|
93 |
30 |
43 |
56 |
93 |
113 |
119 |
130 |
139 |
179 |
199 |
219 |
|
94 |
31 |
44 |
57 |
94 |
114 |
120 |
131 |
140 |
180 |
200 |
220 |
|
95 |
32 |
45 |
58 |
95 |
115 |
121 |
132 |
141 |
181 |
201 |
221 |
|
96 |
16 |
26 |
46 |
66 |
116 |
122 |
132 |
142 |
182 |
202 |
210 |
|
97 |
17 |
27 |
47 |
67 |
117 |
123 |
133 |
143 |
183 |
203 |
211 |
|
98 |
18 |
28 |
48 |
68 |
118 |
124 |
134 |
144 |
184 |
204 |
212 |
|
99 |
19 |
29 |
49 |
69 |
119 |
125 |
135 |
145 |
185 |
205 |
213 |
|
0 |
20 |
30 |
50 |
70 |
120 |
126 |
136 |
146 |
186 |
206 |
214 |
ПРИЛОЖЕНИЕ
Стандартные термодинамические характеристики некоторых химических веществ
|
Вещество |
Состояние |
∆Н0298 кДж/моль |
∆G0298 кДж/моль |
|
Al2O3 Al(OН)3 CaCO3 CaO CaCO3·MgCO3 CaO·Al2O3 3 CaO·Al2O3 3CaO·Al2O3·6H2O 2CaO·Al2O3·7H2O 3CaO·Al2O3·10H2O CaSO4·2H2O CaSO4·0,5H2O 3 CaO·Al2O3 3CaSO4·31H2O 2CaO·SiO2 (белит) 3CaO·SiO2 (алит) 3CaO·SiO2 1,17Н2О CaO·2SiO2 2Н2О CaCl2 CaSO4 CaF2 Са(НСО3)2 Mg(OH)2 MgF2 SiO2 4CaO·Al2O3·Fe2O3 3MgO·2SiO2·2H2O CaO·Fe2O3·2Н2О CaCO3·MgO |
К Ал К К K K K K K K K K K К К К К K K K К К К К К К К К |
-1676,0 304,2 -1207,8 -635,5 -2326,30 -2321,28 -3556,40 -5510,33 -5401,54 -5291,92 -2021,12 -1575,15 -17199,88 -2312,58 -2968,34 -2665,84 -3139,25 -785,8 -771,1 -1214,6 -1940,12 -924,66 -1103,52 -911,07 -5096,1 -4309,52 - - |
-1582,0 271,9 -1127,7 -604,2 -2152,67 -2202,04 -3376,49 -4966,41 -4778,13 -4585,66 -1795,73 -1435,20 -14879,77 -2197,40 -2784,33 -2480,89 -2871,90 -750,2 -661,9 -1161,9 - -833,75 - -856,67 -4812,5 -3984,63 -2033,18 2003,01 |
Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролиты |
Формула |
Числовые значения констант диссоциации |
Степень диссоциации в 0,1н растворе, % |
|
Азотистая кислота |
HNO2 |
К = 4,0 *10-4 |
6,4 |
|
Аммиак (гидроксид) |
NH4OH |
К = 1,8 *10-5 |
1,3 |
|
Муравьиная кислота |
HCOOH |
К = 1,76 *10-4 |
4,2 |
|
Ортоборная кислота |
H3BO3 |
К1 = 5,8 *10-10 К2 = 1,8 *10-13 К 3 = 1,6 *10-14 |
0,007 |
|
Ортофосфорная кислота |
H3PO4 |
К1 = 7,7 *10-3 К2 = 6,2 *10-8 К 3 = 2,2 *10-13 |
27 |
|
Сернистая кислота |
H2SO3 |
К1 = 1,7 *10-2 К2 = 6,2 *10-8 |
20,0 |
|
Сероводородная кислота |
H2S |
К1 = 5,7 *10-8 К2 = 1,2 *10-15 |
0,07 |
|
Синильная кислота |
HCN |
К = 7,2 *10-10 |
0,009 |
|
Угольная кислота |
H2CO3 |
К1 = 4,3 *10-7 К2 = 5,6 *10-11 |
0,17 |
|
Уксусная кислота |
CH3COOH |
К = 1,75 *10-5 |
1,3 |
|
Фтороводородная кислота |
HF |
К = 7,2 *10-4 |
8,5 |
|
Хлорноватистая кислота |
HСlO |
К = 3,0 *10-8 |
0,05 |
|
Иодоводородная кислота |
HJ |
К = 1,0 *1011 |
0,90 |
|
Бромоводородная кислота |
HBr |
К = 1,0 *109 |
0,90 |
|
Хлороводородная кислота |
HCl |
К = 1,0 *107 |
0,91 |
|
Серная кислота |
H2SO4 |
К1 = 1,0 *103 К2 = 1,2 *10-2 |
0,58 |
|
Азотная кислота |
HNO3 |
К = 4,3 *101 |
0,92 |
Растворимость солей и оснований в воде
Растворимость солей и оснваний в воде (Р – растворимое, М – малорастворимое,
Н – практически нерастворимое вещество, прочерк означает, что вещество не существует
или разлагается водой)
|
Анионы |
Катионы |
||||||||||||||||||
|
Li+ |
Na+ |
NH4+ |
Cu2+ |
Ag+ |
Mg2+ |
Ca2+ |
Sr2+ |
Ba2+ |
Zn2+ |
Hg2+ |
Al3+ |
Sn2+ |
Pb2+ |
Bi3+ |
Cr3+ |
Mn2+ |
Fe3+ |
Fe2+ |
|
|
Cl- |
P |
P |
P |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
Br- |
P |
P |
P |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
I- |
P |
P |
P |
- |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Р |
- |
Р |
|
P |
P |
P |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
|
|
CH3COO- |
P |
P |
P |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
- |
- |
Р |
- |
Р |
|
S2- |
P |
P |
P |
Н |
Н |
- |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
|
P |
P |
P |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
|
P |
P |
P |
Р |
М |
Р |
М |
Н |
Н |
Р |
- |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
|
P |
P |
P |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
|
P |
P |
- |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
|
|
P |
P |
Р |
Н |
Н |
Р |
М |
М |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Р |
Н |
- |
- |
|
|
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
|
|
OH- |
Р |
Р |
Р |
Н |
- |
Н |
М |
М |
Р |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Н.В..Коровин Общая химия. - М.: Высш.шк, 2007. - с.230.
2. Н.Л.Глинка Общая химия. - М.: Интегр-Пресс, 2004. - с.341.
3. Ю.А.Золотов Основы аналит.химии. - М.: Высш. шк., 2004. - с. 256.
4. Т.Н.Хаскова, П.М.Кругляков Коллоидная химия. – Пенза: ПГАСА, 2003. - с. 181.
5. Н.С.Ахметов Общая и неорг.химия. - М.: Высш.шк., 2007. - с. 324.
6. Н.Л.Глинка Задачи и упр. по общей химии. - М.: Интегр-Пресс, 2003 .
7. Н.В. Коровин Лаб. работы по химии. - М.: Высш.шк, 1998.
ХИМИЯ
Учебно-методическое пособие, программа, решение типовых задач и контрольные задания для студентов заочной формы обучения
Составитель: В.А. Бойчук
Редактор В.В. Попова
Редакционно-издательский отдел
Казанского государственного архитектурно-строительного университета
Подписано в печать Формат
Заказ Тираж экз. Усл.печ.л.
Бумага тип № Печать Уч.-изд.л.
_____________________________________________________
Печатно-множительный отдел КГАСУ
420043, Казань, Зеленая,1