экономическая академия Х И М И Я Методические указания и контрольные задания

Работа добавлена на сайт samzan.net:

PAGE 46

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Камская государственная инженерно-экономическая академия

Х И М И Я

Методические указания и контрольные задания для студентов

заочной формы обучения

г. Набережные Челны

2007 г.

УДК 54(7)

Химия: Методические указания и контрольные задания для студентов, обучающихся по заочной форме обучения. /Составители: Г.В.Маврин. Набережные Челны: КамПИ, 2004, с.

Издание предназначено для студентов заочной формы обучения. В разработке приведены краткий теоретический материал по соответствующим темам, решение типовых задач и примеров, варианты контрольной работы по химии.

Табл. 6, библиогр. 6 назв.

Печатается по решению научно-методического совета Кам- ского политехнического института от «__»________2007 г.

Камская государственная

Инженерно-экономическая академия, 2007 год

О Б Щ И Е У К А З А Н И Я

Выполнение контрольной работы является необходимым этапом самостоятельной работы студента при изучении химии. Зачтённая преподавателем контрольная работа служит основанием для допуска к сдаче экзамена.

При оформлении контрольной работы следует придерживаться следующих правил:

- все задачи должны строго соответствовать варианту и быть решены в последовательности, указанной в таблице вариантов;

- условия задач должны быть переписаны в тетрадь полностью;

- решения задач должны содержать краткие объяснения и комментарии к выполненным арифметическим действиям, ссылки на использованные при решении законы и правила;

- необходимо пользоваться современной научной химической номенклатурой;

- все величины должны быть выражены в единицах международной системы (СИ);

- на каждой странице необходимо оставлять поля (1/3 страницы) для замечаний рецензента.

Прежде чем приступать к решению той или иной задачи, следует изучить теоретические основы данного раздела и усвоить тот объём теоретического материала, который необходим для осознанного решения задачи. Полезно ознакомиться с решениями типовых задач и примеров, приведенными в настоящем пособии.

Выполненную контрольную работу следует направить в деканат по заочной форме обучения или на кафедру химии. Получив проверенную работу, в случае необходимости нуж

но исправить допущенные ошибки в той же тетради и сдать её на повторное рецензирование.

Таблица вариантов контрольного задания

Вариант

контрольной

работы

Номера задач по темам

1 21 41 61 81 101 121 141 161

2 22 42 62 82 102 122 142 162

3 23 43 63 83 103 123 143 163

4 24 44 64 84 104 124 144 164

5 25 45 65 85 105 125 145 165

6 26 46 66 86 106 126 146 166

7 27 47 67 87 107 127 147 167

8 28 48 68 88 108 128 148 168

9 29 49 69 89 109 129 149 169

10 30 50 70 90 110 130 150 170

11 31 51 71 91 111 131 151 171

12 32 52 72 92 112 132 152 172

13 33 53 73 93 113 133 153 173

14 34 54 74 94 114 134 154 174

15 35 55 75 95 115 135 155 175

16 36 56 76 96 116 136 156 176

17 37 57 77 97 117 137 157 177

18 38 58 78 98 118 138 158 178

19 39 59 79 99 119 139 159 179

20 40 60 80 100 120 140 160 180

1 22 43 63 85 106 127 148 161

2 23 44 64 86 107 128 149 162

3 24 45 65 87 108 129 150 163

4 25 46 66 88 109 130 151 164

5 26 47 67 89 110 131 152 165

6 27 48 68 90 111 132 153 166

7 28 49 69 91 112 133 154 167

Продолжение таблицы

Вариант

контр.

работы

Номера задач по темам

8 29 50 70 92 113 134 155 168

9 30 51 71 93 114 135 156 169

10 31 52 72 94 115 136 157 170

11 32 53 73 95 116 137 158 171

12 33 54 74 96 117 138 159 172

13 34 55 75 97 118 139 160 173

14 35 56 76 98 119 140 141 174

15 36 57 77 99 120 121 142 175

16 37 58 78 100 101 122 143 176

17 38 59 79 81 102 123 144 177

18 39 60 80 82 103 124 145 178

19 40 41 61 83 104 125 146 179

20 23 45 65 88 109 130 147 180

2 24 46 66 89 110 131 148 161

3 25 47 67 90 111 132 149 162

4 26 48 68 91 112 133 150 163

5 27 49 69 92 113 134 151 164

6 28 50 70 93 114 135 152 165

7 29 51 71 94 115 136 153 166

8 30 52 72 95 116 137 154 167

9 31 53 73 96 117 138 155 168

10 32 54 74 97 118 139 156 169

11 33 55 75 98 119 140 157 170

12 34 56 76 99 120 122 158 171

13 35 57 77 100 103 121 159 172

14 36 58 78 85 104 123 160 173

15 37 59 79 84 105 124 141 174

16 38 60 80 83 106 125 143 175

17 33 41 61 82 101 126 142 176

18 40 42 62 81 102 127 144 177

Продолжение таблицы

Вариант контр.

работы

Номера задач по темам

19 21 43 63 87 103 128 145 178

20 22 41 61 88 104 129 146 179

1 24 42 62 89 105 130 147 180

3 25 43 63 90 106 131 148 161

4 26 44 64 91 107 132 149 162

5 27 45 65 92 108 133 150 163

6 28 46 66 93 109 134 151 164

7 29 47 67 94 110 135 152 165

8 30 48 68 95 111 136 153 166

9 31 49 69 96 112 138 154 167

10 32 50 70 97 113 137 155 168

11 33 51 71 98 114 139 156 169

12 34 52 72 99 115 140 157 170

13 35 53 73 100 116 121 158 171

14 36 54 74 86 117 122 159 172

15 37 55 75 87 118 123 160 173

16 38 56 76 84 119 124 142 174

17 39 57 77 83 120 125 141 175

18 40 58 78 82 101 126 143 176

19 23 59 79 81 102 127 148 177

20 21 60 80 85 103 128 145 178

4 22 51 71 99 104 129 146 179

5 23 52 72 98 105 130 147 180

6 24 53 73 97 106 131 144 161

7 25 54 74 96 107 132 149 162

8 26 55 75 95 108 133 150 163

9 27 56 76 94 109 134 151 164

10 28 57 77 93 110 136 152 165

11 29 58 78 92 111 135 153 166

12 30 59 79 91 112 137 154 167

Продолжение таблицы

Вариант

контр.

работы

Номера задач по темам

13 31 60 80 90 113 138 155 168

14 32 41 61 89 114 139 156 169

15 33 42 62 88 115 140 157 170

16 34 43 63 87 116 131 158 171

17 35 44 64 86 117 132 159 172

18 36 45 65 85 118 133 160 173

19 37 46 66 84 119 134 141 174

20 38 47 67 83 120 135 142 175

1 39 48 68 82 110 136 143 176

2 40 49 69 81 111 137 144 177

3 24 50 70 100 112 138 145 178

4 25 51 71 99 113 139 146 179

5 26 52 72 98 114 140 147 180

Программа по дисциплине «ХИМИЯ»

Химия как часть естествознания. Предмет химии и её связь с другими науками. Значение химии в формировании мышления, в изучении природы и развитии техники. Химия и проблемы экологии.

Основные понятия химии (атом, молекула, химический элемент, изотопы). Стехиометрические законы. Законы сохранения.

Атом: ядро и электронная оболочка. Электрон, протон, нейтрон. Основные положения волновой механики. Волновые свойства электрона в атоме. Квантово-механическая орбиталь. Квантовые числа. Принципы формирования электронных оболочек атомов: принцип Паули, правило Хунда, принцип минимума энергии. Электронные формулы строения атомов и их графическое изображение.

Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Периодический закон. Изменение свойств химических элементов и их соединений.

Основные характеристики химической связи: длина, энергия, кратность. Типы химической связи (ковалентная полярная и неполярная связь, ионная, металлическая, водородная). Свойства веществ с различным типом связи. Метод валентных связей. - и -связи. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение молекул.

Метод молекулярных орбиталей. Основные положения. Связывающие и разрыхляющие МО. Диаграммы образования молекул.

Межмолекулярные взаимодействия. Структура веществ в жидком и твердом состояниях. Газовое состояние. Комплексообразование.

Внутренняя энергия, энтальпия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Тепловые эффекты химических реакций. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Вычисление тепловых эффектов.

Второй закон термодинамики. Энтропия как мера вероятности. Стандартная энтропия вещества. Свободная энергия при постоянном давлении (энергия Гиббса) как критерий направления процесса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов. Стандартная энергия Гиббса образования химических соединений и её использование в расчётах.

Гомо- и гетерогенные реакции. Обратимые химические реакции и химическое равновесие. Константа равновесия и способы её выражения. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Представление о диаграммах состояния.

Скорость гомо- и гетерогенных реакций. Закон действия масс и кинетические уравнения. Константа скорости. Влияние температуры и уравнение Аррениуса. Энергия активации. Стерический фактор. Неэлементарные реакции, примеры их механизмов. Колебательные реакции.

Методы регулирования скорости химических реакций. Влияние катализатора на энергию активации. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.

Классификация дисперсных систем по степени дисперсности: истинные растворы, коллоидные растворы, грубодисперсные системы. Классификация коллоидных систем и их свойства.

Применение правила фаз к двухкомпонентным системам. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации растворов. Законы идеальных растворов. Растворы неэлектролитов и электролитов. Активность и коэффициент активности. Термодинамические свойства растворов. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель среды рН. Ионные реакции в растворах. Буферные растворы.

Окислительно-восстановительные свойства простых и сложных веществ. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Двойной электрический слой и электродные потенциалы. Уравнение Нернста. Гальванический элемент и его электродвижущая сила. Стандартный водородный электрод и ряд напряжений. Химические источники тока. Типы гальванических элементов.

Электролиз. Последовательность электродных процессов. Электролиз с растворимыми и нерастворимыми электродами. Законы Фарадея. Применение электролиза.

Коррозия. Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Методы защиты от коррозии: легирование, защитные покрытия, электрохимическая защита. Ингибиторы коррозии.

Неметаллы. Углерод и его аллотропные формы. Стеклоуглерод и углеволокно. Кремний и его соединения. Силикаты. Стекло. Стекловолокно. Стеклопластики.

Легкие и тяжёлые конструкционные металлы.

Основные классы органических соединений. Углеводороды, кислород- и азотсодержащие соединения. Олигомеры и полимеры.

Биохимические системы: углеводы, жиры, полипептиды и белки, нуклеозиды, нуклеотиды и нуклеиновые кислоты. Комплементарность.

Мембраны и мембранные технологии. Биохимические процессы. Биотехнология.

Вещество и его чистота. Аналитический сигнал и его виды. Химический анализ. Качественный анализ. Количественный анализ. Физико-химические и физические методы анализа.

Роль химии в решении экологических проблем. Продукты горения топлива и защита воздушного бассейна от загрязнений. Методы малоотходной технологии. Водородная энергетика. Охрана водного бассейна. Методы очистки сточных вод.

Перечень лабораторных работ

Основные классы неорганических соединений.
Строение атома.
Химическая термодинамика.
Окислительно-восстановительные реакции.
Гальванические элементы.
Электролиз.
Коррозия металлов.

Вопросы к экзамену

Квантовые числа: главное и орбитальное. Энергетические уровни и подуровни.
Квантовые числа: магнитное и спиновое. Энергетические уровни, подуровни и орбитали.
Формы s- и р-орбиталей.
Принципы формирования электронных оболочек атомов: принцип Паули, правило Хунда, принцип минимума энергии.

Максимальная заселённость электронами энергетических подуровней.

Электронные формулы строения атомов элементов. Графическое изображение электронного строения атомов.

7. Ковалентная неполярная химическая связь.

Ковалентная полярная химическая связь.

Ионная химическая связь.

Способы перекрывания электронных облаков: -связи и -связи

Гибридизация атомных орбиталей и строение молекул.

Первый закон термодинамики. Закон Гесса и следствие из него.

Расчёт изменения энтальпии реакции и теплового эффекта по стандартным энтальпиям вещества.

Расчёт изменения энтропии реакции. Энтропийно выгодные и невыгодные реакции.

Свободная энергия Гиббса и её изменение в ходе реакций.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители.

Электродные потенциалы. Уравнение Нернста.

Ряд напряжений металлов.

Гальванический элемент Вольта.

Электродвижущая сила гальванических элементов.

Гальванический элемент Якоби-Даниэля.

Концентрационный гальванический элемент.

Электрохимическая коррозия. Деполяризация.

Коррозия при контакте двух металлов.

Коррозия под каплей воды.

Защита металлов от коррозии.

Электролиз расплавов и растворов электролитов. Инертный и растворимый аноды.

Законы электролиза.

Скорость химической реакции. Кинетические уравнения. Уравнение Аррениуса. Колебательные реакции.

Гомогенный и гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.

Химическое равновесие. Константа равновесия.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния.

Дисперсные системы: грубодисперсные системы, коллоидные растворы, истинные растворы. Свойства коллоидных растворов.

Концентрация растворов. Законы идеальных растворов.

Растворы электролитов. Вода как растворитель. РН среды.

Углерод. Алмаз, графит, карбин. Стеклоуглерод и углеволокно.

Кремний. Кремнезем. Силикаты. Стекло. Стекловолокно. Стеклопластики.

Легкие конструкционные металлы: Be, Mg, Al, Ti.

Тяжелые конструкционные металлы: Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu.

Основные классы органических соединений.

Олигомеры и полимеры. Классификация, получение, свойства, применение.

Биохимические системы: углеводы, жиры, белки, нуклеиновые кислоты.

Мембраны и мембранные технологии.

Биотехнология. Достижения, основные направления и перспективы развития.

Химический анализ. Физико-химический и физический анализ.

Роль химии в решении экологических проблем.

Л И Т Е Р А Т У Р А

Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. школа. 2000.
Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983 -1988 гг.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. школа, 1985.

Фролов В.В. Химия. - М.: Высш. школа. 1979.

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия, 1985.

6. Химия: Методические указания и контрольное задание. - Л.: СЗПИ, 1990.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Тема 1. Строение атома и периодическая система элементов Д.И.Менделеева

Литература: [1] c.17-34; [2] с. 47-102; [3] с.10-40.

Теоретические основы

Атом химического элемента состоит из положительного ядра и двигающихся в поле его действия отрицательно заряженных электронов. Сам атом является электронейтральной частицей. Ядро атома состоит из нуклонов: протонов (условный заряд +1; массовое число 1) и нейтронов (заряд 0; массовое число 1). Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в периодической системе Менделеева и совпадает с числом протонов. Массовое число ядра (сумма количества протонов и нейтронов: А = Z + N) примерно определяет относительную массу атома по причине легкости электронов (электрон в 1840 раз легче протона).

Состояние электронов в атоме волновую природу и согласно квантовой (или волновой) механике описывается плотностью вероятности обнаружения электрона в данной области пространства относительно ядра. Граничная поверхность, внутри которой расположена область наибольшей вероятности обнаружения электрона, называется атомной орбиталью. Атомная орбиталь характеризуется параметрами, которые получили название квантовых чисел: n - главное квантовое число описывает энергию и размеры атомной орбитали; l - орбитальное квантовое число - форму орбитали; m - магнитное квантовое число - ее ориентацию в пространстве.

Условная запись, которая представляет распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для написания электронной формулы, в которой с помощью квантовых чисел зашифровано состояние каждого электрона необходимо знать:

- систему обозначений;

- последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии);

- максимальную ёмкость каждого подуровня (принцип Паули).

Система обозначений в общем виде выглядит так: nlx , где n - главное квантовое число, соответствующее номеру энергетического уровня; l - орбитальное квантовое число - подуровню, который обозначается буквами s, p, d или f; х - количество электронов в данном квантовом состоянии. Например, запись 3d5 (читается: три дэ пять) означает, что пять электронов находятся на d-подуровне третьего энергетического уровня.

Первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного s-подуровня, второй энергетический уровень (n = 2) - из s- и p-подуровней, при n = 3 имеем три подуровня: s-, p- и d -, а при n = 4 - четыре: s-, p-, d- и f-подуровни. Последовательность заполнения энергетических подуровней имеет вид: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d=4f, 6p, 7s, 6d=5f,...

Максимальная ёмкость энергетических подуровней: s - два электрона; p - шесть; d - десять; f - четырнадцать. Заполнение последующих энергетических подуровней происходит только после полной застройки предыдущих. Например, электронная формула углерода имеет вид:

С 1s22s22p2 .

Валентными электронами атома считаются электроны внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он заполнен частично. В атоме углерода валентными являются электроны второго энергетического уровня: С 2s22p2 . В атоме марганца (электронная формула Mn 1s22s22p63s23p63d54s2) к валентным относятся 7 электронов: два на подуровне 4s и пять на подуровне 3d.

Электронное строение атома можно представить также в виде схемы, в которой электронная орбиталь символически представлена квантовой ячейкой, а собственный спиновый момент электрона - стрелкой, направление которой соответствует значению спинового квантового числа (стрелка вверх +1/2, стрелка вниз -1/2):

При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководствоваться принципом Паули и правилом Хунда. В каждой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами:



Такая пара электронов называется спаренной. Суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным (сначала каждая ячейка заполняется по одному электрону с параллельными спинами, а затем производится парное размещение электронов со спинами, противоположными к уже имеющимся в ячейке электронам). Например, для валентных электронов атома углерода:

С   

2s 2p

Для атома марганца:

Mn      

3d 4s

Если на внешнем энергетическом уровне имеются вакантные, не занятые электронами квантовые ячейки, то при возбуждении атома происходят переходы электронов из занятых ячеек в свободные. При этом изменяется значение спиновой валентности (числа неспаренных электронов). Например, для стационарного, отвечающего минимальной энергии атома, состояние атома хлора распределение по квантовым ячейкам таково:

Cl 1s22s22p63s23p5    

3s 3p 3d

3d ячейки при этом остаются свободными. Спиновая валентность хлора в основном (стационарном) состоянии равна 1. При возбуждении атома в результате приобретения им дополнительной энергии электроны из 3p-состояния переходят в одну из пустых 3d-ячеек:

Сl *1s22s22p63s23p43d1     

3s 3p 3d

Спиновая валентность становится равной 3. При получении новой порции энергии атомом возбуждается следующая электронная пара:

электрон из второй 3p-ячейки переходит в свободную ячейку 3d-подуровня. При этом спиновая валентность станет равной 5. Наконец, третье возбуждённое состояние атома хлора характеризуется переходом из электронов 3s-состояния в ячейку 3d. Хлор приобретает максимальную валентность 7:

Сl **      

3s 3p 3d

Сl ***       

3s 3p 3d

Характер застройки энергетических подуровней определяет принадлежность элемента к тому или иному электронному семейству:

s-элементы - застройка внешнего s-подуровня, например:

Калий К 1s22s22p63s23p64s1

р-элементы - застройка внешнего р-подуровня, например:

Фосфор Р 1s22s22p63s23p3

d-элементы - застройка предвнешнего d-подуровня, например:

Ванадий V 1s22s22p63s23p63d34s2

f-элементы - застройка третьего снаружи f-подуровня, например:

Церий Се 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f25s25p65d06s2

Естественной классификацией элементов по электронным конфигурациям их атомов является периодическая система элементов Менделеева. Причина периодичности свойств элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигураций.

В периодах (горизонтальных строках таблицы) свойства элементов изменяются в связи с закономерным изменением электронных структур их атомов.

В группах (вертикальных строках таблицы) свойства элементов сходны благодаря аналогии в электронном строении внешнего валентного уровня.

Номер периода определяет номер внешнего энергетического уровня в электронных формулах элементов. Количество элементов в каждом периоде соответствует минимальной ёмкости застраивающихся энергетических подуровней.

Номер группы отвечает числу валентных электронов в атоме элемента. Кроме первого, каждый период начинается с двух s-элементов и заканчивается шестью р-элементами. В больших периодах между этими семействами располагаются десять d-элементов (4....6 периоды). В 6 периоде к ним добавляется четырнадцать f-элементов, 7 период не завершён.

Указанные закономерности позволяют составить электронную формулу элемента. Например, элемент тантал находится в 6 периоде, V группе, побочной подгруппе. Это говорит о том, что в атоме этого элемента шесть энергетических уровней, пять валентных электронов. Перед танталом в 6 периоде стоят два s-элемента и два d-элемента. Сам тантал - третий по счёту d-элемент. Следовательно, его валентные электроны имеют конфигурацию 5d36s2. Предыдущие энергетические уровни застроены полностью. Полная электронная формула этого элемента имеет вид:

Та 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d36s2.

В периодической зависимости от зарядов ядер атомов находится валентность (степень окисления), атомные и ионные радиусы, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность и другие свойства.

В простейшей трактовке валентности как степени окисления атомов её отождествляют с числом электронов, отдаваемых или приобретаемых атомами в процессе взаимодействия.

Высшую степень окисления атом приобретает, отдав все свои валентные электроны, поэтому её величина соответствует номеру группы, в которой находится данный элемент. Так, высшая степень окисления азота - +5 (V группа элементов), серы - +6 (VI группа элементов).

Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении электронов, необходимых ему для приобретения устойчивой восьмиэлектронной оболочки (октета электронов). Отсюда низшую степень окисления можно рассчитать по разности между 8 и номером группы. Например, для азота низшая степень окисления равна -3, для серы -2. Следует учесть, что металлы не проявляют отрицательных степеней окисления, для них минимальным значением этой величины является 0.

Значение высшей и низшей степеней окисления атомов элементов позволяет составлять формулы их соединений: высших оксидов, гидроксидов, солей, водородных соединений. При составлении формул следует учитывать требование электронейтральности. Степени окисления кислорода, как правило, 2, водорода  +1.

Общая формула оксидов - соединений элемента с кислородом - Э+mxО2y, водородных соединений  ЭmН+1m, гидроксидов  оснований Э+m(ОН)m. Простейшие формулы кислородсодержащих кислот выражаются общими формулами: НЭ+7О4, Н2Э+6О4,

Н3Э+5О4НЭ+5О3, Н4Э+4О4Н2Э+4О3

орто мета орто мета

Энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность являются мерами проявления элементами металлических и неметаллических свойств. Металлические (восстановительные) свойства определяются способностью атомов элементов к отдаче электронов, неметаллические (окислительные) - тенденцией к присоединению электронов.

Металлические свойства наиболее характерны для элементов, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне находится небольшое количество электронов: от одного до трёх. Неметаллические свойства, в первую очередь, проявляют элементы, в атомах которых на внешнем уровне от четырёх до семи электронов.

В периоде периодической системы металлические свойства элементов убывают с ростом порядкового номера; неметаллические свойства, напротив, возрастают в том же направлении. Это связано с закономерным ростом числа валентных электронов.

В группе металлические свойства возрастают с ростом порядкового номера, а неметаллические убывают, что связано с увеличением радиуса атома с ростом порядкового номера элемента, удалённостью внешних электронов от ядра и ослаблением сил притяжения между электронами и ядром.

Большинство элементов периодической системы проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Вклад тех или других определяется спецификой электронной структуры атома. Количественно этот вклад можно охарактеризовать с помощью величины электроотрицательности атома, представляющей собой полусумму энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Электроотрицательность возрастает в периоде с ростом порядкового номера и убывает в группе с ростом порядкового номера.

Свойства соединений элементов можно рассматривать с двух точек зрения: как кислотно-основные и окислительно-восстановительные. Типичные металлы образуют оксиды и гидроксиды основного характера, типичные неметаллы - кислотные оксиды и кислоты. Кислотно-основной характер остальных элементов, в первую очередь, это относится к d-элементам, зависит от степени окисления их атомов: с ростом степени окисления основной характер соединений сменяется амфотерным и далее переходит в кислотный. Например, хром в степени окисления +2 образует оксид CrO и гидроксид Cr(OH)2, проявляющие основные свойства. Соединения хрома +3 - Cr2O3, Cr(OH)3 - амфотерны, а оксид и гидроксид хрома в степени окисления +6 носят кислотный характер (CrO3, Н2СrO4 и H2Cr2O7).

Задачи 1  20

1. Для атомов элементов, порядковые номера которых указаны в табл.1 укажите состав ядер (число протонов и нейтронов), составьте электронные формулы атомов. Укажите валентные электроны, распределите их по квантовым ячейкам в стационарном и возбуждённом состояниях, определите значения спиновой валентности. К какому электронному семейству принадлежит каждый элемент?

2. Исходя из положения элементов в периодической системе элементов Менделеева, выбранных в соответствии с шифром (см. табл.1), охарактеризуйте их свойства. Является ли каждый из них металлом или неметаллом, окислителем или восстановителем? Каковы высшая и низшая степени окисления их атомов? Составьте формулы оксидов и гидроксидов, отвечающих их высшей степени окисления? Какими кислотно-основными свойствами обладают эти соединения? Приведите уравнения соответствующих реакций. Образуют ли данные элементы водородные соединения? Сравните свойства соединений данного элемента со свойствами аналогичных соединений элементов той же подгруппы периодической системы.

Т а б л и ц а 1

Номер Порядковые

задачи номера

элементов

Номер Порядковые

задачи номера

элементов

1 33, 38

2 17, 56

3 20, 35

4 15, 52

5 19, 53

6 20, 51

7 22, 32

8 34, 42

9 21, 31

10 25, 35

11 39, 49

12 27, 37

13 16, 55

14 24, 34

15 23, 50

16 14, 48

17 15, 47

18 25, 53

19 40, 50

20 41, 51

Тема 2. Химическая связь

Литература: [1] c.35-56; [2] с.115-156; [3] с.41-93.

Теоретические основы

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов и приводит к образованию многоатомной системы - молекулы, молекулярного иона, кристалла. Причиной (движущей силой) возникновения химической связи является уменьшение потенциальной энергии при переходе от изолированных атомов к устойчивой многоатомной системе.

Мерой прочности химической связи является её энергия, величина которой определяется количеством энергии, выделившейся при образовании вещества из отдельных атомов. Например, энергия связи НН в молекуле водорода равна 435 кДж/моль. Это значит, что при образовании 1 моля газообразного водорода по уравнению

Н + Н = Н2 + 435 кДж/моль

выделяется 435 кДж теплоты. Такое же количество энергии должно быть затрачено на распад 1 моля Н2 до атомарного состояния (энергия диссоциации).

Химическая связь характеризуется также длиной, под которой понимают расстояние между ядрами химически связанных атомов. Так, длина химической связи НО в молекуле воды Н2О равна 0.096 нм (1 нм = 1 109 м).

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электромагнитных полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла.

Современная теория химической связи базируется на квантово-механической модели строения атома. В ней можно выделить два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

В основе метода МО лежат представления об орбитальном строении молекул. Задачей этого метода является характеристика энергетических параметров электронов в молекуле, выходными данными в таком случае является энергетическая диаграмма соответствующих уровней.

Охарактеризовать молекулу методам ВС - это означает представить графически распределение электронной плотности в молекуле. Ниже кратко излагаются основные представления этого метода в применении к ковалентной химической связи.

Ковалентная химическая связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами, для чего каждый атом предоставляет один неспаренный электрон, называемый валентным. Эта пара электронов принадлежит одновременно обоим взаимодействующим атомам, что означает повышение электронной плотности в пространстве между ядрами (центрами) химически связанных атомов. Поэтому ковалентная химическая связь является двухэлектронной и двухцентровой. Процесс «спаривания» электронов при образовании, например, молекулы водорода может быть изображён следующей схемой:

Н  

 Н2

Н  

По Льюису указанный механизм наглядно представляют в виде электронной схемы молекулы, где электрон изображают точками. Для молекулы водорода такая схема имеет вид:

Н + Н  Н: Н

В графической формуле молекул пара точек заменяется валентным штрихом, соответствующим одной химической связи: НН.

Атом хлора имеет на наружном уровне 7 электронов:

Cl 3s23p5, из которых один является неспаренным:

Cl    

3s 3p 3d

Отсюда получаем следующую электронную схему молекулы хлора Сl2 : : + :  ::: или СlCl

Ковалентную связь, образованную посредством одной общей электронной пары, называют ординарной и изображают в структурных формулах одним валентным штрихом. Если же связь образуется за счёт двух или трёх общих электронных пар, она называется двойной или тройной, соответственно.

Кратные ковалентные связи изображают в структурных формулах двумя или тремя валентными штрихами. Так, атом азота имеет три неспаренных электрона:

N    

2s 2p

поэтому молекула N2 образуется в результате обобщения трёх электронных пар (возникает тройная ковалентная связь):

+  или N ≡ N

В молекуле оксида углерода (IV) двойные ковалентные связи:

:: + ∙∙ + ::  ::::

или О=С=О

Молекула СО2 образована атомом углерода в возбуждённом состоянии: С* 2s12p3.

Таким образом, валентность химического элемента (как способность его атомов образовывать определённое число химических связей) зависит от количества неспаренных электронов его атома в основном или возбуждённом состояниях.

Одним из свойств ковалентной химической связи является её полярность. Если электроотрицательность (способность к смещению электронной плотности) атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается строго симметрично по отношению к обоим ядрам. Такая ковалентная связь называется неполярной. Неполярная ковалентная связь осуществляется, например, в молекулах Н2, F2, O2, N2, в любых других гомоядерных молекулах, образованных атомами одного и того же элемента.

Если же электроотрицательность атомов различна, электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. При этом возникают частичные (дробные) заряды: отрицательный на более электроотрицательном атоме и положительный на атоме с меньшей электроотрицательностью. В молекуле образуются два полюса. Подобные ковалентные связи называют полярными. Например, в молекулах НCl, H2O, NH3 и т.д.

В случае очень большой разницы в электроотрицательностях (численно более 2), поляризация связи приобретает необратимый характер. Это происходит тогда, когда соединение образуют, с одной стороны, атом, легко отдающий свои валентные электроны, имеющий низкий потенциал ионизации (прежде всего, это щелочные и щёлочно-земельные металлы), а с другой стороны, атом, проявляющий тенденцию к присоединению электронов, обладающий высоким сродством к электрону (галогены, кислород, азот и, отчасти, сера и фосфор). При этом электрон полностью переходит от первого атома ко второму. Атомы превращаются в заряженные частицы - ионы. Атом, отдавший один электрон, приобретает заряд +1 и называется катионом. Атом, приобретший дополнительный электрон, получает заряд -1 и называется анионом. Электростатическое притяжение, возникшее между разноименно заряженными ионами, называют ионной химической связью. Примерами ионных соединений являются галогениды и оксиды щелочных металлов: LiCl, K2O, CsI и т.п.

Повышение электронной плотности в результате образования общей электронной пары (ковалентная химическая связь) можно представить с помощью области перекрывания атомных орбиталей, занятых неспаренными валентными электронами, образующих данную молекулу. Перекрывание орбиталей происходит в том направлении, которое обеспечивает образование максимальной области перекрывания. По этой причине, а также в связи с тем, что орбитали имеют определённую геометрическую форму, ковалентная связь обладает свойством направленности.

Перекрывание орбиталей может осуществляться разными способами. Например, при образовании -связи перекрывание происходит

вдоль линии, соединяющей ядра (рис. 1):

s s s p p p

(молекула Н2) (молекула НCl) (молекула Сl2)

Рис. 1. Перекрывание орбиталей -способом.

При боковом перекрывании орбиталей образуется -связь. В этом случае возникают две общие области: над и под плоскостью, в которой лежат ядра. На схемах -связь принято изображать условно (рис. 2, а и б).

а) б)

Рис.2. Перекрывание орбиталей -способом.

- и -Способами перекрывания орбиталей характеризу-ется не ионная, а ковалентная связь. Причём, -способ приводит к образованию более прочной ковалентной связи, поскольку в этом случае реализуется большая степень перекрывания.

Для того чтобы дать характеристику определённой молекулы методом ВС, требуется:

- по величинам электроотрицательности определить тип химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) в соединении;

- написать электронные формулы атомов, принимающих участие в образовании молекулы;

- выбрать валентные электроны; распределить их по квантовым ячейкам; выбрать неспаренные электроны;

- в случае, если количество неспаренных электронов меньше численного значения валентности многовалентного атома, перевести последний в возбуждённое состояние;

- установить, на каких орбиталях находятся эти неспаренные электроны;

- если связь ковалентная, нарисовать перекрывание этих орбиталей в молекуле;

- если связь ионная, указать, какие атомы и сколько электронов отдают и принимают, указать величину зарядов ионов в соединении.

Пример: молекула сероводорода (H2S).

Электроотрицательность: серы 2.58, водорода 2.10. Связь между атомами Н и S - ковалентная полярная. Обобществленные электронные пары смещены в молекуле сероводорода от атомов водорода (на которых появляется частичный положительный заряд) к атому серы (возникает частичный отрицательный заряд). Электронная формула водорода: Н 1s1; серы: S 1s22s22p63s23p4. Валентные электроны водорода: 1s1; серы: 3s23p4. Распределение электронов по квантовым ячейкам:

Н  S    

1s 3s 3p

Неспаренные электроны серы занимают две 3р-орбитали. Поскольку спиновая валентность атома серы соответствует валентности, обусловливающей формульный состав молекулы сероводорода, атом серы образует две химические связи в основном состоянии.

По причине взаимной перпендикулярности двух р-орбиталей одного подуровня, схема перекрывания 3р-орбиталей серы и s-орбиталей двух атомов водорода имеет вид, представленный на рис. 3,а. Соединив ядра атомов водорода и серы прямыми линиями, получаем геометрическую фигуру, дающую представление о форме молекулы: молекула сероводорода имеет угловое строение (рис. 3,б).

а) S б) S

H H

 

Рис.3. Угловое строение молекулы сероводорода:

а) схема перекрывания орбиталей;

б) форма молекулы.

В возбуждённых состояниях некоторых многовалентных атомов неспаренные электроны занимают разные энергетические уровни, то есть характеризуются орбиталями различной формы и энергии. Однако согласно экспериментальным данным, химические связи, образуются такими атомами, эквивалентны (равноценны). В подобных случаях прибегают к представлениям о гибридизации орбиталей. Этот процесс заключается в том, что из разных по форме и энергии орбиталей образуются одинаковые, так называемые гибридные орбитали. При этом тип гибридизации обусловливает определённую форму молекулы.

Типы гибридизации для s- и р-орбиталей приведены в табл. 2.

Т а б л и ц а 2

Исходные орбитали

Тип гибри-

дизации

Геометрия молекулы

Одна s и

одна р

Одна s и

две р

Одна s и

Три р

sp2

sp3

180

Линейная

Тригональная 120

(плоскотреу-

гольная)

109 28

Тетраэдри-

ческая

Пример: молекула тетрабромметана (СBr4).

Электронные формулы: С 1s22s22p2

Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5.

Валентные электроны: С 2s22p2; Br 4s24p5.

Распределение по квантовым ячейкам (основное состояние):

С    Br    

2s 2p 4s 4p

Поскольку валентность углерода в CBr4 равна 4, атом углерода вступает во взаимодействие с атомом брома не в основном, а в возбуждённом состоянии:

С *    

Из одной s- и трёх р-орбиталей 2s 2p

атома углерода (по числу исходных) образуются четыре гибридных sp3-орбитали. Такому типу гибридизации соот-ветствует тетраэдрическая форма молекулы четырёх-бромистого углерода (рис.4):

109 28

. Br

Рис.4. Перекрывание орбиталей в молекуле СBr4 и

геометрия этой молекулы.

Задачи 21  40

Принимая во внимание значение относительных электроотрицательностей (приложение 1), определите, какой тип химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) имеет место в указанных соединениях (табл. 3). В случае ковалентной полярной или ионной связи укажите направление смещения электронов. В случае ковалентной связи постройте электронные схемы молекул, схемы перекрывания электронных орбиталей и определите геометрическую форму молекулы.

Т а б л и ц а 3

Номер

задачи Соединения

Номер

задачи Соединения

21 CaCl2, H2O

22 HCl, Cl2

23 Na2S, O2

24 NaCl, NH3

25 BF3, F2

26 NaH, N2

27 Na2O, Br2

28 H2Se, BrF

29 BeF2, LiI

30 PH3, I2

31 KF, CF4

32 BeH2, Br2

33 SiH4, Fr2

34 RbF, H2O

35 K2Se, BrCl

36 CaH2, BH3

37 HJ, KBr

38 Li2O, BCl3

39 OF2, LiCl

40 MgF2, PH3

Тема 3. Химическая термодинамика

Литература: [1] c.116-148; [2] с.166-169, 195-204; [3] c.159-175

Теоретические основы

Химическая термодинамика изучает изменения в состоянии веществ при физико-химических превращениях, выясняет возможность и степень самопроизвольного протекания химических реакций.

Внутреннее состояние веществ в химической термодинамике характеризуется такими важнейшими термодинамическими функциями состояния, как энтальпия (Н), энтропия (S) и свободная энергия Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал (G).

Энтальпия определяется содержанием в веществах внутренней энергии. Изменение энтальпии в ходе химической реакции (Н) сопровождается тепловым эффектом (Q), который может быть экспериментально измерен. При условии постоянства давления (изобарный процесс) Н и Q равны по абсолютной величине и противоположны по знаку. Если теплота выделяется, реакция называется экзотермической. При этом Н<0 и Q>0. Для эндотермической реакции (протекает с поглощением теплоты) справедливы неравенства: Н>0 и Q<0. Тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ носит название теплоты образования.

Энтропия характеризует неупорядоченность внутреннего состояния вещества. С увеличением хаотичности в расположении и движении частиц, составляющих данное вещество, её значение возрастает. Так, энтропия увеличивается при повышении температуры, плавлении и испарении вещества (переходы от кристаллического состояния к менее упорядоченному жидкому и далее к газообразному) и, особенно, при сублимации (испарение твёрдого тела). Энтропия изменяется и в ходе химической реакции. При этом знак величины S (р-ции) свидетельствует о характере изменения беспорядка в расположении и перемещении атомов и молекул.

В химических процессах одновременно проявляются две тенденции: стремление частиц объёдиняться в более сложные, т.е. к большему порядку в их расположении, что уменьшает энтальпию, и стремление частиц разъёдиниться, т.е. к большей хаотичности, что увеличивает энтропию. Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при постоянных температуре и давлении, отражается в характере изменения свободной энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал):

G = H  TS,

где энтальпийный (H) и энтропийный (ТS) факторы выражены в одинаковых единицах измерения - кДж/моль.

По знаку величины G в ходе химической реакции можно сделать вывод о принципиальной возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях: G < 0 - процесс принципиально осуществим;

G > 0 - процесс самопроизвольно протекать не может;

G = 0 - система находится в состоянии равновесия.

Термодинамические функции состояния обладают общим свойством: их изменение в ходе химической реакции не зависит от пути этой реакции, а определяется только природой конечных и начальных веществ. Например, для реакции:

аА + bB = cC + dD

значения H(р-ции), S(р-ции), G(р-ции) можно вычислить как разность между суммой стандартных значений соответствующих функций (H298 - стандартных теплот образования, S298 - стандартных энтропий, G298 - свободных энергий Гиббса образования) для продуктов реакции и суммой значений тех же функций для исходных веществ:

H(р-ции) = [c·H298(C) + d·H298(D)] - [a·H298(A) +

+ b·H298(B)];

S(р-ции) = [c·S298(C) + d·S298(D)] - [a·S298(A) +

+ b·S298(B)];

G(р-ции) = [c·G298(C) + d·G298(D)] - [a·G298(A) +

+ b·G298(B)];

Значения теплот образования и стандартных энтропий приведены в приложении 2. Стандартное изменение свободной энергии Гиббса в химической реакции можно рассчитать также по формуле:

G(р-ции) = H(р-ции) - Т·S(р-ции) (Т = 298 К).

H(р-ции) и S(р-ции) мало зависит от температуры. Поэтому из условия принципиальной осуществимости реакции

H(р-ции) - Т·S(р-ции) < 0 или Т·S(р-ции) > H(р-ции)

можно примерно определить температуру, выше или ниже которой происходит данная реакция.

В качестве примера произведём термодинамический расчёт двух химических реакций.

I. 2 Сu(NO3) 2 (т)  2СuO(т) + 4NO2(г) + O2(г)

Изменение энтальпии при стандартных условиях:

H(р-ции) = [2·H298(CuO) + 4·H298(NO2)] -

-[2·H298(Сu(NO3)2] = 2·(-182.1) + 4·(33.5) - 2·(-305.3) =

= 420.4 кДж.

Изменение энтропии при стандартных условиях: S(р-ции) = [2·S298(CuO) + 4·S298(NO2) + S298(O2)] -

-[2·S298(Сu(NO3)2] = 2·42.7 + 4·240.3 + 205.0 - 2·109.0 =

= 1033.6 Дж/K = 1.034 кДж/К.

Изменение свободной энергии Гиббса при стандартных условиях:

G(р-ции) = 420.4 - 298·1.034 = 112.3 кДж.

Выводы:

1. Положительный знак H(р-ции) говорит о том, что реакция протекает с поглощением теплоты (Q(р-ции) < 0), т.е. является эндотермической. Это энтальпийно невыгодный процесс.

2. Характер изменения энтропии (S(р-ции) > 0) свидетельствует об увеличении беспорядка в расположении и перемещении частиц. Большое положительное значение S(р-ции) обусловлено резким возрастанием объёма системы (объём газообразных продуктов намного больше объёма твердого исходного вещества). Это энтропийно выгодный процесс.

3. Положительный знак G(р-ции) указывает на невозможность самопроизвольного протекания данной реакции при стандартных условиях. Вычислим температуру, выше которой начинается эта реакция: Т > H/S = 420.4/1.034= = 407 К, или реакция возможна при t > 134C.

II. CO(г) + Cl2(г)  COCl2(г)

Изменение энтальпии при стандартных условиях: H(р-ции) = H298(COСl2) - H298(СO) = -220.3 - (-110.6) = = - 109.7 кДж.

Изменение энтропии при стандартных условиях: S(р-ции) = S298(COСl2) - [S298(СO) + S298(Сl2)] = 283.9- - (197.7 + 222.9) = - 136.7 Дж/K = - 0.137 кДж/K.

Изменение свободной энергии Гиббса при стандартных условиях: G(р-ции) = -109.7 - 298·(-0.137) = - 68.9 кДж.

Выводы:

1. Отрицательный знак H(р-ции) говорит о том, что реакция протекает с выделением теплоты (Q(р-ции) >0), т.е. является экзотермической. Это энтальпийно выгодная реакция.

2. Характер изменения энтропии (S(р-ции) < 0) свидетельствует об увеличении порядка в расположении и перемещении частиц. Отрицательное значение S(р-ции) обусловлено уменьшением объёма системы (из двух молей газообразных веществ образуется один). Это энтропийно выгодный процесс.

3.Отрицательный знак G(р-ции) указывает на возможность самопроизвольного протекания данной реакции при стандартных условиях. Вычислим температуру, выше которой эта реакция самопроизвольно не протекает:

Т·S(р-ции) > H(р-ции) ; - 0.137· Т > - 109.7, или

0.137 Т < 109.7, откуда Т < 109.7/0.137 = 801 K, или реакция возможна при температуре t < 528 C.

Задачи 41  60

Используя данные приложения 2, вычислить стандартные изменения энтальпии (H), энтропии (S) и свободной энергии Гиббса (G) для химических реакций, уравнения которых указаны ниже. Объясните характер изменения энтальпии (экзо- или эндотермическая реакция; выделяется или поглощается теплота) и энтропии (S > 0, S < 0, S = 0). Возможна ли данная реакция при стандартных условиях ? При какой температуре она начинается?

У р а в н е н и я р е а к ц и й

41. C3H6(г) + Н2(г) = C3Н8(г)

42. Fe3O4(т) + CO(г) = 3FeO(т) + CO2(г)

43. Cu2S(т) + 2O2(г) = 2CuO(т) + SO2(г)

44. C2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(г)

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

46. CО(г) + 3Н2(г) = CН4(г) + H2O(г)

47. 2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г)

48. Fe2O3(т) + 3H2(г) = 2Fe(т) + 3H2O(г)

49. 4НJ(г) + О2(г) = 2J2(г) + 2Н2O(г)

50. Fe2O3(т) + 3СО(г) = 2Fe(т) + 3СО2(г)

51. N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

52. С2Н2(г) + 2H2(г) = С2Н6(г)

53. 4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г)

54. H2(г) + СО2(г) = СО(г) + H2O(ж)

55. 3N2O(г) + 2NH3(г) = 4N2(г) + 3H2O(г)

56. 4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г)

57. CO2(г) + Н2(г) = CO(г) + Н2O(ж)

58. 2H2S(г) + 3O2(г) = 2SO2(г) + 2Н2O(ж)

59. 2H2S(г) + O2(г) = 2S(т) + 2Н2O(г)

РН3(г) + 2О2(г) = Н3РО4(т)

Тема 4. Химическая кинетика

и равновесие

Литература: [1] c.143-151, 167-189; [2] с.170-195; [3] c.176-206

Теоретические основы

Скорость химической реакции представляет собой число элементарных актов этой реакции в единицу времени в единице объёма для гомогенных реакций или на единице площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Из множества молекул при столкновении химически взаимодействуют только те, энергия которых не ниже энергии активации. Доля таких молекул, они называются активными, а также величина энергии активации (высота активационного барьера) определяют величину скорости химической реакции.

На практике это проявляется в зависимости скорости реакции от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, природы реакционной среды (например, природы растворителя) и присутствия катализаторов. Каждый из указанных факторов так или иначе влияет либо на долю активных молекул, либо на высоту активационного барьера.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается формулой Вант-Гоффа , где - скорость реакции при температуре t1 , - скорость реакции при температуре t2 ,  - температурный коэффициент реакции. Например, при повышении температуры от 20 до 60 скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 3, возрастает в = 34 = 81 раз.

Согласно закону действия масс изменение концентрации реагирующих веществ вызывает пропорциональное изменение скорости реакции. Так, для реакции

аА + вВ  сС + dD

скорость будет пропорциональна произведению концентрации веществ А и В, взятых в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении реакции: = k [A]a•[B] b.

При этом концентрации твёрдых веществ считаются практически неизменными и в явном виде не включаются в выражение для скорости. Например, скорость реакции железа с соляной кислотой

Fe (тв) + 2HCl (р-р) = FeCl2 (р-р) + H2 (г)

выражается только через концентрацию кислоты:

= k [HCl]2.

При увеличении концентрации HCl, например, в 3 раза, скорость этой реакции возрастает в 32 раза, т.е. в 9 раз.

Для газообразных веществ изменения концентраций можно достичь, изменяя внешнее давление в реакционной системе. Например, при повышении давления в 4 раза в системе 2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г) ()

скорость этой реакции = k [SO2]2•[O2] возрастёт в 42• 4 = 64 раза, так как при этом так же в четыре раза увеличится концентрация каждого газообразного компонента.

Большинство химических реакций является обратимыми: одновременно протекает прямая (слева направо) и обратная (справа налево) реакции. В момент выравнивания скоростей этих реакций в системе наступает химическое равновесие

аА + вВ сС + dD,

характеризуемое константой равновесия:

Например, константа равновесия для реакции ()

Следует учесть, что в случае гетерогенных равновесий, например, MgSО3 (тв) = MgО (тв) + SО2 (г) концентрации

твёрдых веществ в явном виде не записывают в выражении для константы химического равновесия: К = [SO2].

Направление смещения равновесия определяется стремлением системы противодействовать вмешательству извне (принцип Ле Шателье).

Так, нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, происходящей с поглощением тепла. Охлаждение - в сторону экзотермической реакции, сопровождающейся выделением тепла.

Повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону реакции, протекающей с уменьшением объёма или числа молей газообразных веществ. Напротив, понижение давления - в сторону реакции с увеличением объёма (числа молей газообразных веществ).

Увеличение концентрации исходных веществ сдвигает равновесие вправо, а увеличение концентрации продуктов взаимодействия - влево. В общем случае повышение концентрации какого-либо компонента реакционной системы смещает равновесие в сторону той реакции, в которой этот компонент расходуется.

Например, в системе () прямая реакция экзотермична, протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ, из трёх молей исходных газов образуются два моля газообразного продукта. Поэтому для смещения равновесия слева направо, в сторону прямой реакции, необходимо понизить температуру по сравнению с равновесной, повысить давление и концентрации SO2 и О2 или понизить концентрацию SO3 (отводить его из сферы реакции по мере образования).

Задачи 61  80

Составьте выражения для скоростей прямой, обратной реакций (уравнение реакции то же, что в предыдущей задаче), константы равновесия. Вычислите, во сколько раз изменится скорость прямой реакции при заданном изменении температуры, концентрации и давлении (табл. 4). Как необходимо изменить внешние условия (температуру, давление, концентрации веществ) для смещения равновесия слева направо?

Т а б л и ц а 4

Номер задачи

61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

Уравнение в задании темы 3

41 42 43 44 45 46 47 48 49 50

Темп.коэф-иент

n1 (концентрация

1-ого компонента увеличилась в n1 раз)

n2 (концентрация

2-ого компонента

увеличилась в n2 раз)

m (давление уве-

личилось в m раз)

2 3 3 2 2 3 2 2 4 2

110 90 100 20 30 40 80 130 90 90

120 110 130 50 70 90 70 140 100 100

3 3 4 5 6 7 2 4 8 3

8 8 4 5 1 100 1 5 6 15

2 3 2 10 2 3 2 3 2 10

продолжение таблицы

Номер задачи

71 72 73 74 75 76 77 78 79 80

Уравнение в задании темы 3

51 52 53 54 55 56 57 58 59 60

Температурный коэффициент

n1 (концентрация

1-ого компонента

увеличилась в n1 раз)

n2 (концентрация

2-ого компонента

увеличилась в n2 раз)

m (давление уве-

личилось в m раз)

2 3 4 4 2 3 4 2 2 2

50 90 10 30 30 50 60 50 40 20

70 120 30 60 70 100 80 70 50 40

1 3 2 5 2 2 10 4 4 12

10 2 2 3 3 4 3 2 6 5

5 4 2 8 3 3 7 4 5 6

Тема 5. Растворы

Литература: [1] c. 204-231; [2] с. 213-230; [3] c.125-134

Теоретические основы

Многие химические реакции протекают в растворах. В истинных растворах растворённое вещество диспергировано до его мельчайших частиц (молекул, ионов или атомов). Истинными растворами называются гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.

Состав раствора выражают концентрацией растворённых веществ. Основными способами выражения концентрации являются:

1.Массовая доля растворённого вещества (в) – это количество весовых частей растворённого вещества, содержащегося в ста весовых частях раствора (выражается в %):

где mр – масса раствора (например, в граммах), mА – масса растворителя (г), mв – масса растворенного вещества (г).

2. Молярность, или молярная концентрация (С) – это количество вещества (в, моль) растворённого вещества, содержащееся в 1 литре раствора (выражается в моль/л  М):

где Mв – молярная масса растворённого вещества (г/моль), V – объём раствора в литрах,  - плотность раствора (г/мл), причём количество вещества растворённого вещества:

3. Моляльность, или моляльная концентрация (Сm) – это количество вещества (в, моль) растворённого вещества, приходящееся на 1 кг растворителя (выражается в моль/кг):

где mА – масса растворителя (кг).

4. Мольная доля растворённого вещества (в) – это отношение количества вещества растворённого вещества к сумме количества вещества всех веществ в растворе:

где А – количество вещества растворителя (моль), MА – молярная масса растворителя (г/моль).

Очень разбавленные растворы (с низкой концентрацией растворенного вещества) по своим свойствам приближаются к идеальным растворам. В идеальных растворах каждый компонент ведёт себя независимо от других компонентов. В таких растворах силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы. Коллигативные (общие, или коллективные) свойства идеальных растворов зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворённых веществ. К ним, в частности, относятся повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов и осмотическое давление.

Температура кипения растворов выше температуры кипения растворителей. Согласно закону Рауля повышение температуры кипения Ткип пропорционально моляльности раствора и не зависит от природы растворенного вещества

где Кэ - эбулиоскопическая постоянная растворителя.

Температура замерзания (кристаллизации) растворов ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистых растворителей. Согласно закону Рауля понижение температуры замерзания Тзам пропорционально моляльности раствора и не зависит от природы растворенного вещества

где Кк - криоскопическая постоянная растворителя.

Значения Кэ и Кк (измеряются в кгК/моль) зависят от природы растворителей. Например, для воды: Кэ = 0,52 и Кк = 1,86; для этанола: Кэ = 1,22 и Кк = 1,99.

Используя уравнения закона Рауля можно определить молярную массу растворенного вещества. Для этого экспериментально находят Ткип и Тзам. Зная массу растворенного вещества mв и растворителя mА, рассчитывают молекулярную массу растворенного вещества Mв по уравнению

где К  Кэ или К  Кк.

Если раствор и растворитель разделены полупроницаемой мембраной, то возможен самопроизвольный переход молекул растворителя из растворителя в раствор. Односторонняя диффузия частиц через пористую перегородку получила название «осмос». Раствор при этом разбавляется, и высота его столба увеличивается. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением , которое равно давлению столба раствора в осмометре высотой h. Согласно закону Вант-Гоффа осмотическое давление относительно чистого растворителя пропорционально молярной концентрации раствора где R = 8,314 Дж/Кмоль –

Рис.5. Схема осмометра:

1 - вода; 3 - раствор;

2-полупроницаемая мембрана.

универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, С – молярная концентрация раствора.

Осмос играет важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды. Растворы сахара (сироп) и соли (рассол) широко применяются для консервирования продуктов, так как вызывают удаление воды из микроорганизмов.

Пример. Приготовлен раствор с плотностью  = 1,01 г/мл из 1,5 г глутаминовой кислоты (Mв = 147 г/моль) и 100 г воды (MА = 18 г/моль). Рассчитать массовую и мольную доли глутаминовой кислоты в растворе, молярную и моляльную концентрации раствора, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания, а также величину осмотического давления, если мембрана пропускает только молекулы воды и температура опыта 25С. Постоянные воды: Кэ = 0,52 и Кк = 1,86.

Массовая доля:

Мольная доля:

Моляльность:

Молярность:

Повышение температуры кипения:

Понижение температуры замерзания:

Осмотическое давление:

Задачи 81-100

По данным таблицы 4 рассчитайте массовую и мольную доли растворённого в 100 г воды(MА = 18 г/моль) вещества, молярную и моляльную концентрации соответствующего раствора, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания, а также величину осмотического давления, если мембрана пропускает только молекулы воды и температура опыта 25С. Постоянные воды: Кэ = 0,52 и Кк = 1,86.

Таблица 5

Номер задачи	Растворённое вещество	Плотность раствора,  (г/моль)
	Название	Молярная масса, МВ (г/моль)	Масса на 100 г воды, mВ (г)
81	Глицерин	92	5,27	1,010
82	Глицерин	92	7,53	1,015
83	Глицерин	92	8,70	1,018
84	Глицерин	92	11,10	1,022
85	Уксусн. кислота	60	2,04	1,001
86	Уксусн. кислота	60	3,09	1,002
87	Уксусн. кислота	60	4,17	1,004
88	Уксусн. кислота	60	5,26	1,005
89	Уксусн. кислота	60	6,38	1,007
90	Уксусн. кислота	60	7,53	1,008
91	Фруктоза	180	1,85	1,020
92	Глюкоза	180	3,01	1,030
93	Галактоза	180	5,04	1,050
94	Арабиноза	150	2,55	1,030
95	Ксилоза	150	4,60	1,050
96	Рибоза	150	6,20	1,060
97	Дезоксирибоза	134	5,86	1,060
98	Сахароза	342	8,40	1,080
99	Сорбит	182	3,64	1,040
100	Гулоза	180	2,70	1,030

Тема 6. Окислительно-восстановительные

реакции

Литература: [1] c. 251-258; [2] с. 264-272; [3] c.214-219

Теоретические основы

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстанови-тельными. Окисление - это процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление - это процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, - окислителем («восстановитель окисляется, окислитель восстанавливается»).

Степенью окисления называется условный заряд атома в соединении, рассчитанный из предположения, что все связи в нём ионного типа. При расчёте степеней окисления нужно учитывать следующее.

1. В простых веществах степени окисления элементов всегда равны нулю: Feo, P4o, Heo, O2o, N2o, H2o, Co .

2. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1: H+1Cl, H+12O, NaOH+1, а в соединениях с металлами  -1: NaH1, Ca H12.

3. Кислород в соединениях характеризуется степенью окисления -2: FeO2, P2O25, H2SO24, Ca(NO23)2. Исключение составляют пероксиды (H+12О12, Ва+2О12) и фторид кислорода (О+2F12).

4. Элементы главных подгрупп I, II и III групп периодической системы имеют постоянные степени окисления, равные номеру группы: Na+1Cl, Mg+2O, Al+32(SO4)3.

5. Сумма положительных и отрицательных «зарядов» на всех атомах в молекуле равна нулю.

Для элементов с непостоянной степенью окисления её значение можно подсчитать по формуле соединения. Определим в качестве примера степень окисления серы в H2S, SO2, SO3, H2SO3, H2SO4. Обозначим её через . Зная, что степень окисления водорода равна +1, а кислорода -2, получим:

H2S (S) + 2(+1) = 0, откуда (S) = 2

SO2 (S) + 2(2) = 0, откуда (S) = +4

SO3 (S) + 3(2) = 0, откуда (S) = +6

H2SO3 (S) + 2(+1) + 3(2) = 0, откуда (S) = +4

H2SO4 (S) + 2(+1) + 4(2) = 0, откуда (S) = +6

Окислительно-восстановительные свойства веществ зависят от величин степеней окисления входящих в него атомов. Атом в высшей степени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только окислителем (S+6 + 2  S+4). Атом в низшей степени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только восстановителем (S2  2  So). Если степень окисления атома промежуточная, он может как отдавать, так и принимать электроны, проявляя окислительно-восстановительную двойственность. Например, в реакции SO2 + O2  SO3 оксид серы (IV) за счёт атома S(+4) проявляет свойства восстановителя, подвергаясь окислению:

S+4  2  S+6.

А в реакции SO2 + Н2S  So + Н2О оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя, подвергаясь восстановлению: S+4 + 4  So.

Кислород проявляет положительную степень окисления только в соединении со фтором, поэтому нулевая сте-

пень окисления для кислорода практически является максимальной. Следовательно, свободный кислород может быть только окислителем и подвергаться восстановлению: Oo2 + 4  2О2.

Коэффициенты в уравнении окислительно-восстанови-тельной реакции можно расставить с помощью метода электронного баланса. Метод основан на том, что общее число электронов, отдаваемых восстановителями и принимаемых окислителями в одной и той же реакции должно быть одинаковым. При этом рекомендуется придерживаться следующих правил.

1. Для данной схемы реакции определить окислитель и восстановитель, подсчитав степени окисления элементов до и после реакции. Например, в реакции, протекающей по схеме

KMn+7O4 + Na2S+4O4 + H2SO4 

 Mn+2SO4 + Na2S+6O4 + K2SO4 + H2O

изменяют степень окисления только марганец и сера.

2. Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

Mn+7 + 5  Mn+2 окислитель (восстановление) (1)

S+4  2  S+6 восстановитель (окисление) (2)

3. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа принятых (уравнение 1) и отданных (уравнение 2) электронов и с его помощью расставить множители для обоих уравнений: НОК для 5 и 2 равно 10, множитель для уравнения (1) - 10 : 5 = 2, множитель для уравнения (2) - 10 : 2 = 5.

Mn+7 + 5  Mn+2 2

S+4  2  S+6 5

2 Mn+7 + 5 S+4  2 Mn+2 + 5 S+6

Такая процедура получила название «составление электронного баланса».

4. Найденные коэффициенты подставить в уравнение реакции:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + H2SO4  2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + H2O

5. Подобрать остальные коэффициенты в следующем порядке:

- перед соединениями, содержащими атомы металлов (в данном примере 1 перед K2SO4);

- перед формулой вещества, создающего среду в растворе (в нашем случае перед формулой H2SO4 необходим коэффициент 3, так как на связывание ионов Mn+2 и К+ идёт три моля кислоты);

- перед формулой воды - по числу атомов водорода (3).

6. Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчитав суммарное число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Нередко ограничиваются подсчётом числа атомов кислорода в исходных веществах и продуктах реакции.

Окончательный вид уравнения:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 ═ 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются из три типа:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях обмен электронами происходит между различными молекулами разных веществ. К этому типу относятся выше приведённая реакция, а также следующий пример: +2

Cu+2SO4 + Zn0 ═ Zn+2SO4 + Cu0

2

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества. Например:

2KCl+5O23 ═ 2KCl1 + 3O02

2

3. Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-самовосстановления) . В таких реакциях молекулы одного и того же вещества взаимодействуют друг с другом как окислитель и восстановитель. Диспропорционированию подвергаются подвергаются вещества, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, например:

3K2Mn+6O4 + 2H2O ═ 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH

1

Задачи 101  120

Для реакций, схемы которых указаны ниже, составьте уравнения методом электронного баланса. Укажите типы реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем и почему.

С х е м ы р е а к ц и й

101. K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

S + NaOH  Na2S + Na2SO4 + H2O

102. KClO3 + MnO2 + KOH  K2MnO4 + KCl + H2O

HgO  Hg + O2

103. FeCO3 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + + K2SO4 + H2O

Cl2 + KOH  KCl + KClO3 + H2O

104. Zn + HNO3  NH4NO3 + Zn(NO3)2 + H2O

HNO2  HNO3 + NO + H2O

105. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + CO2 + P

PCl3 + Cl2  PCl5

106. HJ + KMnO4 + H2SO4  J2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

NaClO  NaClO3 + NaCl

107. AsH3 + AgNO3 + H2O  H3AsO4 + Ag + HNO3

H2O2  H2O + O2

108. Cr + NaNO3 + NaOH  Na2CrO4 + NaNO2 + H2O

K2SO3  K2SO4 + K2S

109. KMnO4 +H3PO3 +H2SO4  H3PO4 +MnSO4 + K2SO4 + H2O

NO2 + H2O  HNO2 + HNO3

110. K2Cr2O7 +H3PO3 +H2SO4 H3PO4 +Cr2(SO4)3+K2SO4+ H2O

AgNO3  Ag + NO2 + O2

111. KMnO4 + HCl  MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O

P + H2O  H3PO3 + PH3

112. NaCrO2 + H2O2 + NaOH  Na2CrO4 + H2O

Pb(NO3)2  PbO + NO2 + O2

113. AsH3 + HNO3  H3AsO4 + NO2 + H2O

FeSO4  Fe2O3 + SO2 + SO3

114. KMnO4 + Na2SO3 + KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

NH4NO3  N2O + H2O

115. K2Cr2O7 + H2S +H2SO4  S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

NH3  N2 + H2

116. K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

KOH + Se  K2Se + K2SeO3 + H2O

117. MnO2 + K2CO3 + KNO3  K2MnO4 + KNO2 + CO2

H2MnO4  HMnO4 + MnO2 + H2O

118. KMnO4 +H3AsO3 +H2SO4 H3AsO4 +MnSO4+K2SO4 +H2O

KBrO  KBrO3 + KBr

119. PbS + HNO3  S + Pb(NO3)2 + NO + H2O

KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2

120. MnSO4 +HNO3+PbO2 HMnO4 +Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O

HNO3  NO2 + O2 + H2O

Тема 7. Электродные потенциалы и

электродвижущие силы

Литература: [1] c. 260-278, 300-310; [2] с. 272-293; [3] c.219-224

Теоретические основы

При контакте поверхности металла с водным раствором соли определённая часть катионов металла под действием полярных молекул воды в гидратированном виде переходит из металлической фазы в раствор. На границе раздела фаз «металл ─ раствор» устанавливается динамическое равновесие:

Me + mH2O = Men+·mH2O + n

атом металла гидратированный

катион металла

При этом металл заряжается отрицательно, если преобладал процесс перехода ионов металла в раствор, или положительно, если преобладал процесс осаждения этих ионов на поверхности металла. Металлический проводник, погружённый в раствор электролита, называется электродом. Разность потенциалов, которая возникает на границе между металлом и водным раствором в состоянии равновесия, называется равновесным электродным потенциалом.

Абсолютные значения электродных потенциалов измерить нельзя. Обычно определяют относительные потенциалы металлов, принимая условно за нуль значение потенциала водородного электрода. Разность потенциалов между металлом, погружённым в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом, называется стандартным (или нормальным) электродным потенциалом металла (о).

Если расположить металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, то получим ряд напряжений металлов. Положение металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Из ряда напряжений металлов (приложение 3) вытекают следствия:

1. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет расположенный за ним металл из растворов солей.

2. Только металлы с отрицательными значениями потенциалов способны вытеснять водород из его соединений.

3. Чем левее (раньше) в ряду напряжений находится металл, тем легче он отдаёт электроны (электрохимически активнее) и тем труднее восстанавливаются его ионы до атомов.

4. В гальваническом элементе анодом служит тот металл, который в ряду напряжений характеризуется наиболее отрицательным потенциалом, т.е. более активный металл.

Величина электродного потенциала зависит от природы металла, температуры и концентрации раствора электролита. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

= о + С, где

- электродный потенциал металла, В;

о - стандартный электродный потенциал металла, В;

R - универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·К);

Т - температура в градусах абсолютной шкалы;

n - валентность иона металла;

F - число Фарадея, равное 96500 Кл/моль;

С - концентрация ионов металла в растворе, моль/л (моль/л ≡ M).

При подстановке в формулу Нернста всех констант и стандартной температуры (298 К) она приобретает вид:

= о + С.

При С = 1 моль/л равновесный потенциал становится равным стандартному:  = о. Формулу Нернста можно применять только к металлам, погружённым в растворы своих солей.

Гальваническим элементом (ГЭ) называется устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в энергию электрического тока. Гальванический элемент представляет собой систему из двух электродов, растворы электролитов которых сообщаются. На границах металлов и растворов устанавливаются разные электродные потенциалы. При замыкании цепи электроны перемещаются по внешнему её участку от электрода с меньшим потенциалом к электроду с большим потенциалом. На первом электроде идёт процесс окисления:

Мео1  n = Men+1.

Этот электрод, который в процессе работы ГЭ окисляется и посылает электроны во внешнюю цепь, называется анодом.

На втором электроде, называемом катодом, происходит восстановление катионов, присутствующих в растворе электролита:

Меn+2  n = Meо2.

Металл Me2 осаждается на катоде. Анод в гальванических элементах имеет знак минус, катод - плюс.

Электродвижущая сила (ЭДС, или Е) рассчитывают по формуле:

ЭДС =  К - А, где

К и А - электродные потенциалы катода и анода, соответственно.

Пример. Рассмотрим работу гальванического элемента, составленного из медного и цинкового электродов, погруженных в раствор соответствующих сульфатов с концентрациями:

С(CuSO4) = 0.01 моль/л и С(ZnSO4) = 0.1 моль/л.

Решение. Краткая схема данного гальванического элемента:

(-) Zn ZnSO4, 0.1 M CuSO4, 0.01 M Cu (+)

Вертикальная часть обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две черты - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита, которую называют солевым мостиком). Значения стандартных электродных потенциалов меди и цинка:

оСu = + 0.34 B, оZn = - 0.76 B (см. приложение 3).

Следовательно, цинковый электрод в данном ГЭ является анодом, а медный - катодом. Цинк отдаёт электроны, то есть окисляется и его ионы переходят в раствор. На катоде происходит восстановление ионов меди. Уравнения электродных процессов:

А) Znо - 2 = Zn2+ К) Cu2+ + 2 = Cuо

Суммарное уравнение реакции, которое служит источником электрической энергии в медно-цинковом гальваническом элементе, имеет вид: Zn + CuSO4  Cu + ZnSO4

Подобного рода источники тока называются гальваническими элементами Якоби-Даниэля. Полная схема рассматриваемого ГЭ записывается следующим образом:

е-

V А) Zno - 2e-  Zn2+

K) Cu2+ + 2e-  Cuo

A- SO42- K+ Zno + CuSO4  Cuo + ZnSO4

Zn Cu

раствор ZnSO4 раствор CuSO4

Для определения электродвижущей силы вычислим сначала электродные потенциалы меди и цинка по уравнению Нернста:

Сu = оСu + = 0.34 + (0.059)  0.28 В.

Zn = оZn + =  0.76 + (0.0295)   0.79 В.

Электродвижущая сила: ЭДС = Сu  Zn = 0.28  (0.79) = 1.07 В.

Задачи 121  140

Составьте полную схему гальванического элемента, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС. Необходимые для решения данные приведены в табл. 6.

Т а б л и ц а 6

N за-

дачи

Ме-

талл

Ме-

талл

Элек-

тролит

Концентра-

ция элек-

тролита 1

Элек-

тролит

Концентра-

ция элек-

тролита 2

121.

122.

123.

124.

125.

126.

127.

128.

129.

130.

131.

132.

133.

Ag.

Cu.

Zn.

Cr.

Mg.

Zn.

Cd.

Ni.

Cu.

Zn.

Mg.

Fe.

Ag.

Mg.

Ni.

Zn.

Cu.

Pb.

Ni.

Pb.

Cu.

Fe.

Cd.

Ag.

AgNO3

CuCl2

ZnSO4

CrCl3

MgSO4

Zn(NO3)2

CdCl2

Ni(NO3)2

CuCl2

ZnCl2

MgCl2

Fe(NO3)2

1.0.

0.1.

1.0.

0.1.

0.01.

0.1.

0.01.

0.1.

AgNO3

MgCl2

NiSO4

ZnSO4

CuCl2

CuSO4

Pb(NO3)2

NiCl2

Pb(NO3)2

CuCl2

FeCl2

CdCl2 AgNO3

0.001.

0.1.

0.01.

0.1.

0.01.

0.1.

1.0.

0.001.

0.1.

134.

135.

136.

137.

138.

139.

140.

Co.

Fe.

Zn.

Cu.

Fe.

Pb.

Ni.

Cu.

Ni.

Ag.

Ni.

Cu.

Mg.

Co.

CoSO4

FeCl2

Zn(NO3)2

CuSO4

Fe2(SO4)3

Pb(NO3)2

Ni(NO3)2

0.01.

0.1.

0.01.

0.1.

1.0.

CuSO4

NiCl2

AgNO3

NiSO4

CuSO4

Mg(NO3)2

Co(NO3)2

0.001.

0.1.

0.01.

1.0.

0.1.

Тема 8. Коррозия металлов и способы защиты от неё

Литература: [1] c. 310-336; [2] с. 554-560

Теоретические основы

Коррозией называется самопроизвольное разрушением металлов и сплавов под действием окружающей среды. Характер и скорость коррозии определяется природой металла, составом среды, а также наличием примесей в металле и структурой его поверхности. В зависимости от природы среды, в которой находится металл, коррозию условно делят на два вида - химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия протекает в среде неэлектролита, т.е. в сухих газах и парах при высокой температуре, когда невозможна конденсация влаги на поверхности металла (газовая коррозия), или в жидком неэлектролите (например, нефтепродукты, в которых присутствуют хлор- или серосодержащие вещества).

Электрохимическая коррозия происходит в средах, проводящих электрический ток - в растворах электролитов, во влажной атмосфере, в почве и т.п. Согласно теории микрогальванических элементов электрохимическая коррозия объясняется тем, что на отдельных участках металлической поверхности возникают разные по величине электродные потенциалы. Причиной этого является неоднородность поверхности: металлические и неметаллические примеси, оксидные и солевые плёнки, загрязнения, контакт разных металлов и т.д.

При контакте двух разных металлов или при наличии металлической примеси катодом является менее активный металл, у которого больше электродный потенциал. Более активный металл, поляризуясь анодно, окисляется и подвергается разрушению:

Мео  n = Men+.

Катодный процесс при электрохимической коррозии, называемый деполяризацией, представляет собой восстановление окислителя, содержащегося в электролите.

В кислой среде это преимущественно катионы водорода:

2Не+ + 2 = Н2 (водородная деполяризация).

В нейтральной и щелочной среде идёт восстановление растворённого кислорода:

О2 + 2Н2О + 4 = 4ОН (кислородная деполяризация).

Пример. Написать уравнения процессов, происходящих при коррозии железа, содержащего примеси меди, в разбавленной соляной кислоте.

Ответ. В местах контакта железа с включениями меди в растворе соляной кислоты образуются микрогальванические элементы, которые можно представить схемой:

()Fe HCl Cu(+). Исходя из положения металлов в ряду напряжений, заключаем, что железо более активно ( оFe =  0.44 В) и в образующейся гальванопаре является анодом, а менее активная медь ( оCu = + 0.34 В)  катодом. Поэтому железо окисляется, а на катоде происходит восстановление ионов водорода:

А: Fео  2 = Fe2+

K(Cu) : 2Не+ + 2 = Н2

Суммарное уравнение: Fe + 2HCl  FeCl2 + H2. Коррозии подвергается железо.

Для предупреждения коррозии и защиты от неё используются разнообразные методы: электрохимическая защита, применение химически стойких сплавов, обработка коррозионной среды, металлические и неметаллические покрытия, обработка поверхности металла. Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (Zn, Cd, Al, Ni, Cu, Cr, Ag и др.), так и их сплавы (бронза, латунь и др.). По характеру поведения металлических покрытий при коррозии их подразделяют на катодные и анодные.

Катодными называются покрытия, в которых металл покрытия менее активен, т.е. имеет более положительное значение стандартного электродного потенциала, чем защищаемый металл. Катодные покрытия на стали образуют медь, никель, олово и др. В случае механического повреждения такого покрытия возникает гальваническая пара, в которой анодом является железо, а катодом - металл покрытия. Например, коррозия лужёного (покрытого оловом) железа при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе описывается следующими уравнениями электродных процессов:

А: Fео  2 = Fe2+

K(Sn) : О2 + 2Н2О + 4 = 4ОН

Суммарное уравнение: 2Fe + 2Н2О + О2  2Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + 2Н2О + О2  4Fe(OH)3

Т.о., железо окисляется и разрушается.

Анодные покрытия образуют металлы, обладающие более отрицательными электродными потенциалами, чем защищаемый металл, например покрытие железа цинком. При механическом повреждении цинкового покрытия возникает гальваническая пара, в которой железо служит катодом, а цинк - анодом, т.е. цинк окисляется, а железо остаётся защищённым до тех пор, пока не разрушится весь материал покрытия.

Уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии оцинкованного железа во влажном воздухе, имеют вид:

А: Znо  2 = Zn2+

K(Fe) : О2 + 2Н2О + 4 = 4ОН

Суммарное уравнение: 2Zn + 2Н2О + О2  2Zn(OH)2

Задачи 141  160

141. Кобальт и медь находятся в контакте в соляной кислоте. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

142. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии кадмия, покрытого слоем серебра, при нарушении покрытия. Какие продукты при этом образуются?

143. Цинк и серебро находятся в контакте в соляной кислоте. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

144. Хром находится в контакте с медью в разбавленной соляной кислоте. Какой металл будет коррозировать? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

145. Напишите уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии сплава железа и меди во влажном воздухе.

146. Никель и цинк находятся в контакте в разбавленной соляной кислоте. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

147. 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, составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов.

148. Магний и олово находятся в контакте во влажном воздухе. Какой металл будет коррозировать и почему? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

149. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии хромированного железа в случае нарушения покрытия во влажном воздухе. Какие продукты при этом образуются?

150. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов контактной коррозии никеля и серебра в среде соляной кислоты. Какие продукты при этом образуются?

151. Как происходит атмосферная коррозия лужёной меди при нарушении покрытия? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

152. Медное изделие покрыто никелем. Какое это покрытие - катодное или анодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе. Какие продукты при этом образуются?

153. Напишите уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии сплава цинка и магния во влажном воздухе.

154. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, при нарушении покрытия? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

155. Железное изделие покрыто кадмием. Какое это покрытие - катодное или анодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия в соляной кислоте. Какие продукты при этом образуются?

156. Никель и магний находятся в контакте во влажном воздухе. Какой металл будет коррозировать и почему? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

157. Серебро и олово находятся в контакте во влажном воздухе. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

158. Железное изделие покрыто свинцом. Какое это покрытие - катодное или анодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе. Какие продукты коррозии образуются?

159. В чём заключается сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в морской воде. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

160. Железные пластинки, одна из которых покрыта оловом, другая - цинком, находятся во влажном воздухе. На какой из них быстрее образуется ржавчина в случае нарушения покрытия? Составьте уравнение анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии?

Тема 9. Химические свойства элементов

и их соединений

Литература: [1] c. 358-418; [2] с. 373-445, с.561-699; [3] c.264-638

Теоретические основы

К металлам относятся химические элементы с небольшим числом электронов (1...3) на наружном энергетическом уровне их атомов. Эти внешние электроны относительно слабо удерживаются ядром атома. Типичными металлами является большинство s-элементов (щелочные и щелочно-земельные металлы), атомы которых легко теряют валентные электроны, что отражается в низких значениях их электроотрицательности (см. приложение 1). Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма, как р-элементы проявляют уже амфотерные (т.е. металлические и неметаллические) свойства. В периодах, начиная с 3-его, между s-элементами и перечисленными амфотерными элементами располагаются d-элементы, для которых более характерны металлические, чем неметаллические свойства. В периодах с увеличением порядкового номера элемента, металлические свойства ослабевают, в группах, напротив, усиливаются. Если рассматривать только главные подгруппы, граница между металлами и неметаллами проходит примерно по диагонали В  At. Побочные подгруппы включают только металлы.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы выступают в роли восстановителей: Мео  n  Men+.

Неметаллические простые вещества часто проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. в зависимости от условий, могут отдавать или принимать электроны, повышая или понижая степень окисления. Например:

S2 S0 S+4 S+6

восстановление окисление

Для металлов характерны реакции с окислителями-неметаллами:

Mn + Cl2  MnCl2

3Mg + N2  Mg3N2

2Zn + O2  2ZnO

Fe + S  FeS

Неметаллы взаимодействуют как с окислителями, так и с восстановителями: S + O2  SO2 (S - восстановитель)

S + Н2  Н2S (S - окислитель)

Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами протекает по-разному, в зависимости от активности металлов и их свойств, определяемых положением в периодической системе.

Высокоактивные металлы (щелочные и щелочно-земельные) разлагают воду с вытеснением водорода и образованием гидроксидов:

2Na + 2H2O  2NaOH + H2

С растворами щелочей могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды:

Zn + 2NaOH + 2H2O  Na2[Zn (OH)4] + H2

С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты.

Металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (о ≤ 0 В), могут вытеснять водород из растворов галогеноводородных и серной кислот.

Cr + 2HCl  CrCl2 + H2

Mn + H2SO4  MnSO4 + H2

Концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до S0, S2 или до S+4:

4Zn + 5H2SO4  4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Концентрированная серная кислота может при нагревании окислять металлы, которые в электрохимическом ряду, напряжений, находятся после водорода:

Сu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

Азотная кислота является сильнейшим окислителем и при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до солей аммония и оксидов азота (N2O , NO , NO2) в зависимости от активности металла и концентрации кислоты.

4Zn + 10HNO3 разб  4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4Zn + 10HNO3 конц  4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

2Cu + 8HNO3 разб  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3 конц  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Окислительную способность азотной кислоты можно усилить, добавив к ней соляной кислоты («царская водка») или HF. Эти смеси растворяют самые пассивные металлы (Au, Pt).

Оксиды неметаллов имеют кислотный характер, а соответствующие им гидроксиды являются кислотами. Например, N2O5 - оксид азота (V), ему соответствует азотная кислота HNO3: N2O5 + H2O  2HNO3

Оксиды и гидроксиды металлов могут быть основными (ВаО, K2O), амфотерными (ZnO, Al2O3) и кислотными (CrO3 , Mn2O7).

Способность гидроксидов диссоциировать по кислотному типу тем больше, чем больше степень окисления атома металла и чем меньше его радиус. Поэтому в периоде с увеличением порядкового номера элемента усиливаются кислотные свойства соединений и ослабевают основные. Например:

NaOH, Mg(OH)2 - основания

Al(OH)3 - амфотерный гидроксид

H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4 - кислоты.

В группе с ростом порядкового номера элемента для однотипно построенных гидроксидов кислотные свойства ослабевают, основные - усиливаются.

Например:

HNO3, H3PO4 - кислоты

As(OH)3, Sb(OH)3 - амфотерные гидроксиды

Bi(OH)3 - основание.

Если один и тот же элемент в разных степенях окисления образует несколько оксидов и гидроксидов, то кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например:

Cr+2(OH)2 Cr+3(OH)3 H2Cr+6O4

основание амфотерный гидроксид кислота

Соединения основного характера взаимодействуют с веществами кислотного характера с образованием солей. Амфотерные соединения могут реагировать как с кислотными, так и с основными.

Так, основные оксиды способны взаимодействовать с образованием солей:

а)с амфотерными оксидами: Na2O + BeO Na2BeO2 (1);

б)с кислотными оксидами: CaO + CO2  CaCO3 (2);

в)с кислотами: CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O (3);

г)с амфотерными гидроксидами:

Na2O + Zn(OH)2  Na2ZnO2 + H2O (4);

Характерными свойствами кислотных оксидов является их реакции:

а)с амфотерными и основными оксидами:

SiO2 + BeO BeSiO3 (5);

б)с основными гидроксидами:

SO2 + 2КОН  К2SO3 + H2O (6);

в)с амфотерными гидроксидами:

3SO3 + 2Al(ОН)3  Al2(SO4)3 + 3H2O (7).

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями, образуя при этом соли. Например, оксид цинка в реакции:

ZnO + 2KOH  K2ZnO2 + H2O (8)

проявляет свойства кислотного оксида, а в реакции

ZnO + Н2SO4  ZnSO4 + H2O (9)

- свойства основного оксида.

Многие оксиды растворяются в воде с образованием соответствующих кислот и щелочей:

SO3 + H2O  Н2SO4 (10),

K2O + H2O  2KOH (11).

В реакции (11) вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

К важнейшим химическим свойствами оснований относится их способность взаимодействовать с образованием солей:

а)с кислотами:

Cu(OH)2 + 2HNO3  Cu(NO3)2 + H2O (12);

б)с амфотерными гидроксидами:

2NaOH + Zn(OH)2  Na2ZnO2 + 2H2O (13);

а также с кислотными и амфотерными оксидами (реакции 6 и 8, соответственно).

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать не только с основаниями, но и с кислотами:

Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O (14).

Помимо перечисленных выше реакций, соли можно получить также следующими способами:

а)взаимодействие гидроксида (щёлочи) с солью:

2KOH + FeSO4  Fe(OH)2 + K2SO4 (15);

б)взаимодействие кислоты с солью:

HCl + AgNO3  AgCl + HNO3 (16);

в)взаимодействие соли с солью:

BaCl2 + K2SO4  BaSO4 + 2KCl (17).

Реакции в растворах электролитов (15, 16, 17) происходят в тех случаях, когда в числе продуктов есть слабый электролит, труднорастворимое или газообразное соединение.

За исключением солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами. Все соли при растворении подвергаются гидролизу:

Na2S + H2O  NaHS + NaOH (18a)

CuCl2 + H2O  CuOHCl + HCl (18б)

Подробнее о гидролизе солей см. [1], c.234  238.

С химическими свойствами соединений отдельных классов удобно знакомиться, используя таблицу 7. Приведённые в ней цифры означают возможность взаимодействия и соответствуют номеру описанных в тексте химических реакций.

Т а б л и ц а 7

Химические свойства неорганических соединений

Классы

неоргани-ческих

соединений

Оксиды

ос- амфо кис-

нов- тер- лот-

ные ные ные

Ос-

но-

ва-

ния

Амфо-

терные

гидро-

ксиды

Кис-

ло-

ты

Во-

да

Со-

ли

Оксиды:

основные

амфотерные

кислотные

Основания

Амфотерные

гидроксиды

Кислоты

Вода

Соли

- 1 2

1 - 5

2 5 -

- 8 6

4 - 7

3 9 -

11 - 10

- - -

- 10

- 18

- 16 18

Задачи 161  180

Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить ниже приведённые превращения. Реакции ионного обмена запишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты методом электронного баланса.

Схемы превращений

161. Na2O  NaOH  Na2CO3  NaHCO3  CO2

162. CaO  Ca(OH)2  Ca(HCO3)2  CaCO3  CaO

163. Cu  Cu(NO3)2  CuO  CuCl2  Cu(OH)2

164. Al  Al2(SO4)3  Al(OH) 3  Na[Al(OH)4]  AlCl3

165. S  SO2  SO3  H2SO4  CuSO4

166. Si  SiO2  Na2SiO3  H2SiO3  K2SiO3

167. FeS2  Fe2O3  FeCl3  FeCl2  Fe(OH)2

168. Zn  ZnSO4  Na2[Zn(OH)4]  ZnCl2  ZnS

169. C  CO  CO2  CaCO3  Ca(HCO3)2

170. Fe(OH)3  FeOH(NO3)2  Fe(NO3)3  Fe2O3 

 Fe2(SO4)3

171. H2SO3  NaHSO3  Na2SO4  BaSO4

172. P  P2O3  P2O5  H3PO4  Ca3(PO4)2

173. N2  NH3  NH4OH  NH4NO3  N2O

174. S  FeS  H2S  SO2  Ca(HSO3)2

175. N2O5  HNO3  Cu(NO3)2  Cu(OH)2  CuO

176. Fe  FeO  FeSO4  Fe(OH)2  Fe(OH)3

177. Zn  Na2[Zn(OH)4]  ZnCl2  Zn(OH)2  ZnO

178. Cr  CrCl2  Cr(OH)2  Cr(OH)3  Cr(NO3)3

179. PbO2  Pb(NO3)2  Pb(OH)2  PbCl2  PbSO4

180. Cr  CrCl3  Cr(OH)3  Na3[Cr(OH)6]  Na2CrO4

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1

Относительные электроотрицательности элементов

Порядковый номер

элемента

Элемент

Электроотрица-

тельность

B

2.10

0.98

1.50

2.04

3.04

3.44

3.98

0.93

1.31

1.90

2.19

2.58

3.16

0.82

1.00

2.18

2.55

2.96

2.10

2.66

Приложение 2

Термодинамические константы некоторых веществ

Вещество

Н298, кДж/моль

S298, Дж/К

СН4 (г)

С2Н2 (г)

С2Н4 (г)

С2Н6 (г)

С3Н6 (г)

 74.8 

+ 226.8 

+ 52.3 

 84.7 

+ 20.4

186.4 

200.8 

219.5 

229.6 

267.1

Продолжение приложения 2

Вещество

Н298, кДж/моль

S298, Дж/К

С3Н8 (г)

С2Н5ОН (ж)

СО (г)

СО2 (г)

Cl2 (г)

CuO (т)

Cu2S (т)

Fe (т)

FeO (т)

Fe2O3 (т)

Fe3O4 (т)

HJ (г)

H2 (г)

H2O (г)

H2O(ж)

H2S (г)

H3РО4(т)

I2 (г)

NH3 (г)

NO (г)

NO2 (г)

N2 (г)

N2O (г)

O2 (г)

S(т)

SO2(г)

SO3(г)

РH3(г)

 103.9 

 277.6

 110.6

 393.8 

162.1

79.5 

 265.6 

 822.7 

1117.9 

26.6

0 

 241.2

 286.0

 20.9 

 1279. 

+ 62.5 

45.8 

+ 90.3

+ 33.5 

+ 82.1 

0 

 297.1 

 376.2

+ 5.4

270.1 

161.1

197.7

213.8 

223.1 

42.7 

121.0 

27.2

60.8 

87.5 

146.3 

206.3

130.6 

188.9

70.0

193.2 

110.5 

260.8 

192.8 

210.7

240.3 

200.0

220.0 

205.0 

31.9

248.2 

256.4

210.3

Приложение 3

Стандартные электродные потенциалы  некоторых металлов при 25 С

Электрод

, В

Электрод

, В

Li+Li

Rb+Rb

K+K

Cs+Cs

Ba2+Ba

Ca2+Ca

Na+Na

Mg2+Mg

Al3+Al

Mn2+Mn

Zn2+Zn

Cr3+Cr

 3.045 .

 2.925 .

 2.923 .

 2.900 .

 2.866 .

 2.714 .

 2.363 .

 1.662 .

 1.180 .

 0.763 .

 0.744 .

Fe2+Fe

Cd2+Cd

Co2+Co

Ni2+Ni

Sn2+Sn

Pb2+Pb

Fe3+Fe

2H+H2

Cu2+Cu

Ag+Ag

Hg2+Hg

Au3+Au

 0.440 .

 0.403 .

 0.277 .

 0.250 .

 0.136 .

 0.126 .

 0.036 .

0 .

+ 0.337 .

+ 0.799 .

+ 0.854 .

+ 1.498 .

1. Судьба деревни в прозе бунина (На примере повести
2. Геополитические факторы в разработке и реализации государственной политики
3. Расторжение договора по требованию нанимателя Наниматель жилого помещения вправе с согласия других граж
4. реферат дисертації на здобуття наукового ступеня кандидата економічних наук Київ 2000
5. Ларионов Виталий Евгеньевич
6. Просвещение 2011 УДК 37
7. Физика горных пород и процессов
8. Русская литература XVIII века
9. й в Санкт Петербурге
10. технические средства возможности криминалистических и иных экспертиз микрообъектов так и традиционные к
11. Предмет задачи и методы теории перевода.html
12. реферат дисертації на здобуття наукового ступеня доктора медичних наук Харків ~
13. РЕФЕРАТ дисертації на здобуття наукового ступеня доктора медичних наук Київ ~
14. Реферат- Предмет культурологии, его место и роль в обществе
15. Связь лексики с грамматикойТезис- безусловно в лексике отражается вся картина мира а отношения между реал
16. Лабораторная работа 3 ЛОГИЧЕСКИЕ ФУНКЦИИ В Excel Цели работы Изучить логические функции MS Excel
17. тема экологического законодательства
18. Проблема пізнання у філософів Києво-Могилянської академії
19. ния различаются следующие процессы- 1изохорный процесс при постоянном объеме v const; 2изоб
20. Тема- Организационная культура в ООО Мавр

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе

экономическая академия Х И М И Я Методические указания и контрольные задания

Перечень лабораторных работ

Задачи 1  20

Задачи 21  40

Значения Кэ и Кк (измеряются в кгК/моль) зависят от природы растворителей. Например, для воды: Кэ = 0,52 и Кк = 1,86; для этанола: Кэ = 1,22 и Кк = 1,99.

Задачи 81-100

Растворённое вещество

Название

Молярная

Т а б л и ц а 6

ПРИЛОЖЕНИЯ

B