Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
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 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
|
|
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 |
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 |
||||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
|
|
28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 |
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 |
||||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
|
|
58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 |
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 |
||||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
|
|
88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 00 |
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.
Вопросы к экзамену
Максимальная заселённость электронами энергетических подуровней.
Электронные формулы строения атомов элементов. Графическое изображение электронного строения атомов.
7. Ковалентная неполярная 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
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. школа, 1985.
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 электро нов. 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 ра вен порядковому номеру элемента в периодической системе Менде леева 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 веро ятности обнаружения электрона в данной области пространства от носительно ядра. Граничная поверхность, внутри которой располо жена область наибольшей вероятности обнаружения электрона, на зывается атомной орбиталью. Атомная орбиталь характеризуется па раметрами, 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 электрон ной 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-по дуровня, второй энергетический уровень (n = 2) - из s- и p-поду ровней, при n = 3 имеем три подуровня: s-, p- и d -, а при n = 4 - четыре: s-, p-, d- и f-подуровни. Последовательность запол нения 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. Заполне ние последующих энергетических подуровней происходит только после полной застройки предыдущих. Например, электронная фор мула 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 ва лентным 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 руково дствоваться принципом Паули и правилом Хунда. В каждой ячейке мо жет 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 параллель ными спинами, а затем производится парное размещение электро нов 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 за нятые электронами квантовые ячейки, то при возбуждении атома происходят переходы электронов из занятых ячеек в свободные. При этом изменяется значение спиновой валентности (числа неспа ренных 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 возбуж дении 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. Нако нец, третье возбуждённое состояние атома хлора характеризуется переходом из электронов 3s-состояния в ячейку 3d. Хлор приобре тает максимальную валентность 7:
Сl **
3s 3p 3d
Сl ***
3s 3p 3d
Характер застройки энергетических подуровней определяет принад лежность 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 конфи гурациям их атомов является периодическая система элементов Менделеева. Причина периодичности свойств элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигура ций.
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 ва лентного уровня.
Номер периода определяет номер внешнего энергетического уровня в электронных формулах элементов. Количество элементов в каждом периоде соответствует минимальной ёмкости застраиваю щихся энергетических подуровней.
Номер группы отвечает числу валентных электронов в атоме элемента. Кроме первого, каждый период начинается с двух s-эле ментов 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-элемен тов, 7 период не завершён.
Указанные закономерности позволяют составить электронную формулу элемента. Например, элемент тантал находится в 6 пе риоде, V группе, побочной подгруппе. Это говорит о том, что в атоме этого элемента шесть энергетических уровней, пять валент ных электронов. Перед танталом в 6 периоде стоят два s-элемента и два d-элемента. Сам тантал - третий по счёту d-элемент. Следо вательно, 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, энер гия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицатель ность и другие свойства.
В простейшей трактовке валентности как степени окисления ато мов её отождествляют с числом электронов, отдаваемых или при обретаемых атомами в процессе взаимодействия.
Высшую степень окисления атом приобретает, отдав все свои ва лентные 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, необхо димых ему для приобретения устойчивой восьмиэлектронной обо лочки (октета электронов). Отсюда низшую степень окисления можно рассчитать по разности между 8 и номером группы. Напри мер, 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 явля ется 0.
Значение высшей и низшей степеней окисления атомов элементов позволяет составлять формулы их соединений: высших оксидов, гидроксидов, солей, водородных соединений. При составлении фор мул следует учитывать требование электронейтральности. Степени окисления кислорода, как правило, 2, водорода +1.
Общая формула оксидов - соединений элемента с кислородом - Э+mxО2y, водородных соединений ЭmН+1m, гидроксидов ос нований 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, электроотрица тельность являются мерами проявления элементами металлических и неметаллических свойств. Металлические (восстановительные) свой ства определяются способностью атомов элементов к отдаче элек тронов, неметаллические (окислительные) - тенденцией к при соеди нению электронов.
Металлические свойства наиболее характерны для элементов, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне находится не большое количество электронов: от одного до трёх. Неметалличе ские свойства, в первую очередь, проявляют элементы, в атомах которых на внешнем уровне от четырёх до семи электронов.
В периоде периодической системы металлические свойства эле ментов 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 порядко вого номера, а неметаллические убывают, что связано с увеличе нием радиуса атома с ростом порядкового номера элемента, удалён ностью 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 дру гих определяется спецификой электронной структуры атома. Коли чественно этот вклад можно охарактеризовать с помощью величины электроотрицательности атома, представляющей собой полусумму энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Электроотрица тельность возрастает в периоде с ростом порядкового номера и убывает в группе с ростом порядкового номера.
Свойства соединений элементов можно рассматривать с двух то чек зрения: как кислотно-основные и окислительно-восстановитель ные. Типичные металлы образуют оксиды и гидроксиды основного характера, типичные неметаллы - кислотные оксиды и кислоты. Кислотно-основной характер остальных элементов, в первую оче редь, это относится к d-элементам, зависит от степени окисления их атомов: с ростом степени окисления основной характер соедине ний сменяется амфотерным и далее переходит в кислотный. На пример, хром в степени окисления +2 образует оксид CrO и гид роксид 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).
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, рас пределите их по квантовым ячейкам в стационарном и возбуждён ном состояниях, определите значения спиновой валентности. К ка кому 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? Ка ковы 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. Обра зуют ли данные элементы водородные соединения? Сравните свой ства соединений данного элемента со свойствами аналогичных со единений 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 приво дит к образованию многоатомной системы - молекулы, молекуляр ного иона, кристалла. Причиной (движущей силой) возникновения химической связи является уменьшение потенциальной энергии при пе реходе от изолированных атомов к устойчивой многоатомной системе.
Мерой прочности химической связи является её энергия, вели чина которой определяется количеством энергии, выделившейся при образовании вещества из отдельных атомов. Например, энергия связи НН 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 НО в молекуле воды Н2О равна 0.096 нм (1 нм = 1 109 м).
Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электромагнитных полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, уча ствующих 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 орби талей (МО).
В основе метода МО лежат представления об орбитальном строении молекул. Задачей этого метода является характеристика энергетических параметров электронов в молекуле, выходными дан ными в таком случае является энергетическая диаграмма соответст вующих уровней.
Охарактеризовать молекулу методам ВС - это означает предста вить 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 взаимодей ствующим атомам, что означает повышение электронной плотности в пространстве между ядрами (центрами) химически связанных ато мов. Поэтому ковалентная химическая связь является двухэлектрон ной и двухцентровой. Процесс «спаривания» электронов при обра зовании, например, молекулы водорода может быть изображён сле дующей 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 валент ным штрихом, соответствующим одной химической связи: НН.
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 СlCl
Ковалентную связь, образованную посредством одной общей электронной пары, называют ординарной и изображают в структур ных 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 элек тронных 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 со стоянии: С* 2s12p3.
Таким образом, валентность химического элемента (как способ ность его атомов образовывать определённое число химических свя зей) 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 осуще ствляется, 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 бо лее электроотрицательном атоме и положительный на атоме с меньшей электроотрицательностью. В молекуле образуются два по люса. Подобные ковалентные связи называют полярными. Напри мер, в молекулах НCl, H2O, NH3 и т.д.
В случае очень большой разницы в электроотрицательностях (численно более 2), поляризация связи приобретает необратимый ха рактер. Это происходит тогда, когда соединение образуют, с одной стороны, атом, легко отдающий свои валентные электроны, имею щий низкий потенциал ионизации (прежде всего, это щелочные и щёлочно-земельные металлы), а с другой стороны, атом, проявляю щий 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 на зывается катионом. Атом, приобретший дополнительный электрон, получает заряд -1 и называется анионом. Электростатическое при тяжение, возникшее между разноименно заряженными ионами, на зывают 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 дан ную молекулу. Перекрывание орбиталей происходит в том направ лении, которое обеспечивает образование максимальной области пе рекрывания. По этой причине, а также в связи с тем, что орби тали имеют определённую геометрическую форму, ковалентная связь обладает свойством направленности.
Перекрывание орбиталей может осуществляться разными спосо бами. 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 ко торой лежат ядра. На схемах -связь принято изображать условно (рис. 2, а и б).
а) б)
Рис.2. Перекрывание орбиталей -способом.
- и -Способами перекрывания орбиталей харак теризу-ется не ионная, а ковалентная связь. Причём, -способ при водит к образованию более прочной ковалентной связи, поскольку в этом случае реализуется большая степень перекрывания.
Для того чтобы дать характеристику определённой молекулы ме тодом ВС, требуется:
- по величинам электроотрицательности определить тип химиче ской 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 орбита лей в молекуле;
- если связь ионная, указать, какие атомы и сколько электро нов отдают и принимают, указать величину зарядов ионов в соеди нении.
Пример: молекула сероводорода (H2S).
Электроотрицательность: серы 2.58, водорода 2.10. Связь между атомами Н и S - ковалентная полярная. Обобществленные элек тронные пары смещены в молекуле сероводорода от атомов водо рода (на которых появляется частичный положительный заряд) к атому серы (возникает частичный отрицательный заряд). Элек тронная формула водорода: Н 1s1; серы: S 1s22s22p63s23p4. Ва лентные электроны водорода: 1s1; серы: 3s23p4. Распределение электронов по квантовым ячейкам:
Н S
1s 3s 3p
Неспаренные электроны серы занимают две 3р-орбитали. По скольку спиновая валентность атома серы соответствует ва лентности, обусловливающей формульный состав молекулы серово дорода, атом серы образует две химические связи в основном со стоянии.
По причине взаимной перпендикулярности двух р-орбиталей од ного 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, полу чаем геометрическую фигуру, дающую представление о форме мо лекулы: 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. Од нако согласно экспериментальным данным, химические связи, обра зуются такими атомами, эквивалентны (равноценны). В подобных случаях прибегают к представлениям о гибридизации орбиталей. Этот процесс заключается в том, что из разных по форме и энер гии 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 |
sp 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 исход ных) образуются четыре гибридных sp3-орбитали. Такому типу гибридизации соот-ветствует тетраэдрическая форма молекулы четырёх-бромистого углерода (рис.4):
Br
109 28
С
. Br
Br
Br
Рис.4. Перекрывание орбиталей в молекуле СBr4 и
геометрия этой молекулы.
Принимая во внимание значение относительных электроотрица тельностей (приложение 1), определите, какой тип химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) имеет место в указанных соединениях (табл. 3). В случае ковалент ной полярной или ионной связи укажите направление смещения электронов. В случае ковалентной связи постройте электронные схемы молекул, схемы перекрывания электронных орбиталей и оп ределите 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 TS,
где энтальпийный (H) и энтропийный (ТS) 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 (H298 - стандартных теплот образования, S298 - стандартных энтропий, G298 - свободных энергий Гиббса образования) для продуктов реакции и суммой значений тех же функций для исходных веществ:
H(р-ции) = [c·H298(C) + d·H298(D)] - [a·H298(A) +
+ b·H298(B)];
S(р-ции) = [c·S298(C) + d·S298(D)] - [a·S298(A) +
+ b·S298(B)];
G(р-ции) = [c·G298(C) + d·G298(D)] - [a·G298(A) +
+ b·G298(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·H298(CuO) + 4·H298(NO2)] -
-[2·H298(Сu(NO3)2] = 2·(-182.1) + 4·(33.5) - 2·(-305.3) =
= 420.4 кДж.
Изменение энтропии при стандартных условиях: S(р-ции) = [2·S298(CuO) + 4·S298(NO2) + S298(O2)] -
-[2·S298(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 > 134C.
II. CO(г) + Cl2(г) COCl2(г)
Изменение энтальпии при стандартных условиях: H(р-ции) = H298(COСl2) - H298(СO) = -220.3 - (-110.6) = = - 109.7 кДж.
Изменение энтропии при стандартных условиях: S(р-ции) = S298(COСl2) - [S298(СO) + S298(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)
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 элементар ных актов этой реакции в единицу времени в единице объёма для гомо генных реакций или на единице площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.
Из множества молекул при столкновении химически взаимодейст вуют только те, энергия которых не ниже энергии активации. Доля таких молекул, они называются активными, а также величина энер гии активации (высота активационного барьера) определяют вели чину скорости химической реакции.
На практике это проявляется в зависимости скорости реакции от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, при роды реакционной среды (например, природы растворителя) и присут ствия катализаторов. Каждый из указанных факторов так или иначе влияет либо на долю активных молекул, либо на высоту активаци онного барьера.
Зависимость скорости реакции от температуры выражается фор мулой Вант-Гоффа , где - скорость реакции при температуре t1 , - скорость реакции при температуре t2 , - температурный коэффициент реакции. Например, при повыше нии температуры от 20 до 60 скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 3, возрастает в = 34 = 81 раз.
Согласно закону действия масс изменение концентрации реаги рующих веществ вызывает пропорциональное изменение скорости реакции. Так, для реакции
аА + вВ сС + dD
скорость будет пропорциональна произведению концентрации ве ществ А и В, взятых в степенях, соответствующих стехиометриче ским коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении ре акции: = 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 дос тичь, 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 концен трация каждого газообразного компонента.
Большинство химических реакций является обратимыми: одно временно протекает прямая (слева направо) и обратная (справа на лево) 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 вы ражении для константы химического равновесия: К = [SO2].
Направление смещения равновесия определяется стремлением системы противодействовать вмешательству извне (принцип Ле Ша телье).
Так, нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, происходящей с поглощением тепла. Охлаждение - в сто рону экзотермической реакции, сопровождающейся выделением те пла.
Повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону реакции, протекающей с уменьшением объёма или числа молей га зообразных 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 ком понента реакционной системы смещает равновесие в сторону той реакции, в которой этот компонент расходуется.
Например, в системе () прямая реакция экзотермична, проте кает 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 равно весной, повысить давление и концентрации SO2 и О2 или понизить концентрацию SO3 (отводить его из сферы реакции по мере обра зования).
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 дав лении (табл. 4). Как необходимо изменить внешние условия (температуру, давление, концентрации веществ) для смещения рав новесия 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 t1 t2 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 t1
t2 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.
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/Кмоль –
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 25С. Постоянные воды: Кэ = 0,52 и Кк = 1,86.
Массовая доля:
Мольная доля:
Моляльность:
Молярность:
Повышение температуры кипения:
Понижение температуры замерзания:
Осмотическое давление:
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 25С. Постоянные воды: Кэ = 0,52 и Кк = 1,86.
Таблица 5
|
Номер задачи |
Растворённое вещество |
Плотность раствора, (г/моль) |
||
Название |
Молярнаямасса, 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
реак ции
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 присое динения электронов, сопровождающийся понижением степени окис ления элемента. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее вос станавливающийся элемент, - окислителем («восстановитель окисля ется, окислитель восстанавливается»).
Степенью окисления называется условный заряд атома в соеди нении, рассчитанный из предположения, что все связи в нём ион ного типа. При расчёте степеней окисления нужно учитывать сле дующее.
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 окисле ния +1: H+1Cl, H+12O, NaOH+1, а в соединениях с металлами -1: NaH1, Ca H12.
3. Кислород в соединениях характеризуется степенью окисле ния -2: FeO2, P2O25, H2SO24, Ca(NO23)2. Исключение состав ляют пероксиды (H+12О12, Ва+2О12) и фторид кислорода (О+2F12).
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 ве личин 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 сте пени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только восстановителем (S2 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 восстано вителя, 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 ки слорода практически является максимальной. Следовательно, свобод ный кислород может быть только окислителем и подвергаться вос становлению: Oo2 + 4 2О2.
Коэффициенты в уравнении окислительно-восстанови-тельной ре акции 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 при держиваться следующих правил.
1. Для данной схемы реакции определить окислитель и восстано витель, 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 вос становления:
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 помо щью расставить множители для обоих уравнений: НОК для 5 и 2 равно 10, множитель для уравнения (1) - 10 : 5 = 2, множи тель 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 ба ланса».
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 на шем 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, подсчи тав 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 различ ными 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 од ного вещества. Например:
+6
2KCl+5O23 ═ 2KCl1 + 3O02
2
3. Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-само восстановления) . В таких реакциях молекулы одного и того же ве щества взаимодействуют друг с другом как окислитель и восстано витель. Диспропорционированию подвергаются подвергаются веще ства, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, на пример:
+2
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
электродви жущие 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.
|
N за- дачи |
Ме- талл 1 |
Ме- талл 2 |
Элек- тролит 1 |
Концентра- ция элек- тролита 1 |
Элек- тролит 2 |
Концентра- ция элек- тролита 2 |
|
121. 122. 123. 124. 125. 126. 127. 128. 129. 130. 131. 132. 133. |
Ag. Cu. Zn. Zn. Cr. Mg. Zn. Cd. Ni. Cu. Zn. Mg. Fe. |
Ag. Mg. Ni. Zn. Cu. Cu. Pb. Ni. Pb. Cu. Fe. Cd. Ag. |
AgNO3 CuCl2 ZnSO4 ZnSO4 CrCl3 MgSO4 Zn(NO3)2 CdCl2 Ni(NO3)2 CuCl2 ZnCl2 MgCl2 Fe(NO3)2 |
1.0. 0.1. 0.1. 1.0. 0.1. 0.1. 0.01. 0.1. 0.1. 0.1. 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. 0.1. 0.01. 0.1. 0.1. 0.01. 0.1. 1.0. 0.001. 0.1. 0.1. 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. 0.1. 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. 0.1. 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 - - - |
- 8 6
- 13 12 - 15 |
4 - 7 13
- 14 - - |
3 9 - 12 14 - - 16 |
11 - 10
- - - - 18 |
- - - 15 - 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
Приложение 1
Относительные электроотрицательности элементов
|
Порядковый номер элемента |
Элемент |
Электроотрица- тельность |
|
1 3 4 5 7 8 9 11 12 14 15 16 17 19 20 33 34 35 52 53 |
H Li Be BN O F Na Mg Si P S Cl K Ca As Se Br Te I |
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 |
Н298, кДж/моль |
S298, 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 |
Н298, кДж/моль |
S298, 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 0 162.1 79.5 0 265.6 822.7 1117.9 26.6 0 241.2 286.0 20.9 1279. + 62.5 45.8 + 90.3 + 33.5 0 + 82.1 0 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 . 2.925 . 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 . |