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
ХИМИЯ
Методические указания
к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов заочной формы обучения
Часть I
Княгинино
2008
Министерство образования Нижегородской области
Нижегородский государственный инженерно-экономический институт
Кафедра основ сельского хозяйства, химии и экологии
Химия
Методические указания к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов заочной формы обучения
Часть I
Княгинино
2008
ББК 24.1
Х 46
Составитель Заглядимова Н.В.
Х 46 Химия: методические указания к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов, заочной формы обучения. - Княгинино: НГИЭИ, 2008. - 51 с.
Методические указания составлены по пяти основным разделам дисциплины «Химия», содержат контрольные вопросы и варианты заданий для выполнения контрольной работы
Методические указания предназначены для студентов 1 курса экономического факультета, специальности 080109 «Экономика и управление в АПК» и инженерного факультета, специальностей 110304 «Технология обслуживания и ремонта машин в АПК», 110301 «Механизация сельского хозяйства» заочной формы обучения для выполнения контрольных работ в I семестре по дисциплине «Химия».
Рецензент:
кандидат химических наук, доцент ННГУ им. Лобачевского Лизунова Галина Михайловна
© Заглядимова Н.В.,2008
© Нижегородский
государственный
инженерно-экономический
институт,2008
СОДЕРЖАНИЕ
Введение……………………….……………………………………………3
Энергетика химических процессов………………………………………5
1. Химическое сродство………………………………………………….5
Контрольные вопросы……………………………………………….11
2. Химическая кинетика…………………………………………………..14
Контрольные вопросы……………………………………………….17
3. Химическое равновесие.………………………………………………..20
Контрольные вопросы……………………………………………….20
4. Свойства растворов, гидролиз солеи, жесткость воды и
методы ее устранения…………………………………………………….23
Контрольные вопросы……………………………………………….25
5. Окислительно-восстановительные реакции…………………………..27
Контрольные вопросы……………………………………………….28
Варианты контрольного задания…………………………………………32
Список литературы………………………………………………………..34
Приложение
2
Общие методические указания
Наука – производительная сила общества. Без применения достижений науки, и в частности химии, невозможно развитие промышленности и сельского хозяйства. Химия, являясь одной из фундаментальных естественно-научных дисциплин, изучает материальный мир, законы его развития, химическую форму движения материи. В процессе изучения химии формируется диалектико-материалистическое мировоззрение, вырабатывается научный взгляд на мир в целом. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о материи и формах ее движения, о веществе как одном из видов движущейся материи, о механизме превращения химических соединений, о свойствах химических материалов и применении химических процессов в современной технике. Необходимо прочно усвоить основные законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов. Знание химии необходимо для успешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.
Основной вид учебных занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации (очные и письменные); посещение лекций; сдача зачета по лабораторному практикуму; сдача экзамена по всему курсу.
Работа с книгой. Изучать курс рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. (Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике). При первом чтении не задерживайтесь на математических выводах, составлении уравнений реакций, а старайтесь получить общее представление об излагаемых вопросах, отмечайте трудные или неясные места. При повторном изучении темы усвойте все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакций. Вникайте в сущность того или иного вопроса, а не пытайтесь запомнить отдельные факты и явления. Изучение любого вопроса на уровне сущности, а не на уровне отдельных явлений способствует более глубокому и прочному усвоению материала.
Чтобы лучше усвоить и запомнить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые незнакомые термины и названия, формулы и уравнения реакций, математические зависимости и их выводы и т.п. Во всех случаях, когда материал поддается систематизации, составляйте графики, схемы, диаграммы, таблицы. Они облегчают запоминание и уменьшают
3
объем конспектируемого материала.
Изучая курс, обращайтесь к предметному указателю в конце книги. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен при повторении материала в период подготовки к экзамену.
Изучение курса должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач. Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.
Контрольные задания. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. Контрольные работы не должны быть самоцелью; они являются формой методической помощи студентам при изучении курса. К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разработаны решения примеров типовых задач по соответствующей теме.
Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.
Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для замечаний рецензента нужно оставить широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. В конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены в институт на рецензирование.
Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и выслать не рецензирование вместе с незачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце методических указаний. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.
Консультации. В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за письменной консультацией в институт к преподавателю, рецензирующего контрольные работы. Консультации можно получить по вопросам организации самостоятельной работы и другим организационно-методическим вопросам.
Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса, на которых излагаются не все вопросы, представленные в программе, а глубоко и детально рассматриваются принципиальные, но недостаточно полно освещенные в учебной литературе понятия и закономерности,
4
составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса. Студенты, не имеющие возможности посещать лекции одновременно с изучением курса по книге, слушают лекции в период установочных или лабораторно-экзаменационных сессий.
Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты работы и выводы из них, уметь составлять уравнения реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом практикума.
Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили и устно защитили контрольные задания и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку и зачетные контрольные работы.
Контрольные задания предназначены для студентов экономического и инженерного факультетов, заочного обучения. Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера зачетной книжки (например: № зачетной книжки 1367, соответственно № варианта 67). В данном контрольном задании студент выполняет 4 задачи.
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
(термохимические расчеты)
1. ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО
Науку о взаимных превращениях различных видов энер гии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных усло виях.
При химических реакциях происходят глубокие качест венные изменения в системе, рвутся связи в исходных веще ствах и возникают новые связи конечных продуктов. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теп лота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, кото рые сопровождаются выделением теплоты, называют экзо термическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, — эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и значение их может иметь большое значение для определения условий протекания тех или иных реакций.
5
При любом процессе соблюдается закон сохранения энер гии как проявление более общего закона природы — закона сохранения материи.
Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:
Q = ∆U+A.
Внутренняя энергия системы U — это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного дви жений молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т. д. Внутренняя энергия — полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутрен ней энергии U веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т. е. ее изменение однозначно определяется начальным и конеч ным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс ∆U=U2 – U1, где ∆U — измене ние внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2>U1, то ∆U>0. Если U2<U1 то ∆U <0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процес сом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А — это работа против внешнего давления, т. е. в первом приближении A= p∆V, где ∆V — изменение объема
системы (V2—V1). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (p-const, T- const) теплота:
Qp=∆U+p∆V;
Qp=( U2 – U1)+p(V2-Vl);
Qp=(U2+pV2) - (Ul+pV1).
Сумму U + pV обозначим через H, тогда
Qp = H2-H1 = ∆H.
Величину H называют энтальпией. Таким образом, тепло та при р = const и Т = const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает про цесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qp равна изменению энтальпии системы ∆H (если единственным видом работы является работа расширения)
QP =∆H.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (∆Н) определяется только началь ными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т = const), при
6
котором ∆V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:
QV = ∆U.
Теплоту химического процесса, протекающего при р, Т=const и V, Т=const, называют тепловым эффектом.
При экзотермических реакциях энтальпия системы умень шается и ∆Н<0 (H2<Hl), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и ∆Н>0 (H2>H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ∆Н.
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных про дуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (∆Нх.р.) равен сумме теплот образования ∆ Но6р продуктов реакции за вы четом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
∆Нх.р. = Σ∆ (1)
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровожда ющиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.
Реакции, идущие при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходят с ее поглощением. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н;
с другой сто роны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Пер вая тенденция растет с понижением, а вторая — с повыше нием температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией (S).
Энтропия S, так же, как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и другие, является свойством вещества, пропор циональным его количеству. S, U, Н, V обладают аддитив ными свойствами, т. е. при соприкосновении системы сумми руются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связи между атомами и т. п. процессами. Процессы, связан ные с упорядоченностью системы: конденсация, кристалли зация, сжатие, упрочнение связи, полимеризация и т. п., — ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т. е. ее изменение (∆S) зависит только от началь ного (S1) и конечного (S2) состояний и не зависит от пути процесса:.
∆Sx.p. = (2)
∆S = S2 –S1. Если S2>S1, то ∆S>0.
7
Если S2<S1, то ∆S<0.
Так как энтропия возрастает с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈T∆S. Энтропия выражается в Дж/(моль*К).
Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядо чению (H) и стремления к беспорядку (TS). При p = const и T=const общую движущую силу процесса ∆G можно най ти из соотношения:
∆G= (H2~H1)-(TS2—TS1); ∆G = ∆H—T∆S.
Величина G называется изобарно-изотермическим потен циалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического срод ства является убыль энергии Гиббса (AG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энер гия Гиббса является функцией состояния, поэтому
(3)
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьше ния ∆G. Если ∆G<0, процесс принципиально осуществим; если ∆G>0 — процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ∆G, тем сильнее стремление к протеканию дан ного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ∆G = 0 и ∆H = T∆S.
Из соотношения ∆G = ∆Н —T∆S видно, что самопроиз вольно могут протекать и процессы, для которых ∆Н>0 (эндотермические). Это возможно, когда ∆S>0, но |T∆S|>|∆Н|, и тогда ∆G<0. С другой стороны, экзотермические реакции (∆Н <0) самопроизвольно не протекают, если при ∆S<0 окажется, что ∆G>0.
ПРИМЕР 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или парообразном при той же температуре?
Решение
Энтропия есть мера неупорядоченности состояния веще ства. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем одного моля газа гораздо больше, чем объем 1 моля кристал лического вещества; возможность хаотичного движения газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как коли чественную меру хаотичности атомно-молекулярной струк туры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.
ПРИМЕР 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:
СН4(г)+СО2(г)↔2СО+(г)+2Н2(г).
Решение
Для ответа на вопрос следует вычислить ∆G0298 прямой реакции, значения ∆G°298 соответствующих веществ приведе ны в табл. 2. Зная, что ∆G есть
8
функция состояния и что ∆G для простых веществ, находящихся в устойчивых при стан дартных условиях агрегатных состояниях, равны 0,
находим ∆G°298 процесса:
∆G°298=2 (—137,27) +2 (0) — (—50,79—394,38) = +170,63 кДж.
То, что ∆G°298>0, указывает на невозможность самопро извольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и ра венстве давлений взятых газов 1,013*105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).
ПРИМЕР 3. На основании стандартных теплот образо вания (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропии веществ (табл. 3) вычислите ∆G°298 реакции, протекающей по урав нению
СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г)
Решение:
∆G° = ∆Н°—T∆S° ∆Н и ∆S — функции состояния,
поэтому
∆Н х.р.= Σ∆Н °прод - Σ∆Н °исх;
∆S°х. р = ΣS°прод - Σ S°исх.
∆Н х.р.= (—393,51+0) — (—110,52—285,84)= +2,85 кДж;
∆S°х. р = (213,65+130,59) —(197,91+69,94)= +76,39 = 0,07639 кДж/(моль*К);
∆G°= +2,85—298 * 0,07639= —19,91 кДж.
ПРИМЕР 4. Реакция восстановления Fe2О3 водородом протекает по уравнению
Fe2О3 (к) +3Н2 (г) =2Fe(к) +3Н2О (г);
∆Н = +96,61 кДж.
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии ∆S = 0,1387 кДж/(моль*К)? При какой температуре начинается восстановление Fe2O3?
Решение
Вычисляем ∆G° реакции:
∆G = ∆Н —T∆S=96,61— 298*0,1387= +55,28 кДж.
Так как ∆G>0, то реакция при стандартных условиях не возможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реак ция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой ∆G>0:
∆Н = T∆S; T = .
Следовательно, при температуре ≈696,5 К начинается реакция восстановления Fe2О3. Иногда эту температуру на зывают температурой начала реакции.
ПРИМЕР 5. Вычислите ∆Н°, ∆S°, ∆G°T реакции, проте кающей по уравнению
Fe2,О3(K)+3C = 2Fe+3CO.
Возможна ли эта реакция восстановления Fe2О3 углеродом при
9
температурах 500 и 1000 К?
Решение
∆Н х.р. и ∆S°х. р находим из соотношений (1) и (3) так же, как в примере 3:
∆Н х.р.= [3(—110,52) +2*0] —[—822,10+3*0] = —331,56+822,10= +490,54 кДж;
∆S°х. р = (2*27,2+3*197,91) —(89,96+3 * 5,69)1=541,1 Дж/К.
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения ∆G°т = ∆Н °—T∆S°:
∆G500 = 490,54 - 500 = +219,99 кДж;
∆G1000=490,54 - 1000 = - 50,56 кДж.
Так как ∆G500>0, a ∆G1000<0, то восстановление Fe2О3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1.Рассчитайте тепловой эффект и напишите термохими ческое уравнение реакции
СО (г)+ О2(г)=СО2(г)
в стандартных условиях.
(Ответ: —283 кДж/моль.)
2.Вычислите теплоту, энтальпию ∆Н0298 и энтропию
∆S°298 образования СО по реакции
СО (г)+ О2(г)=СО2(г)
в стандартных условиях.
(Ответ: —110,5 кДж/моль.)
3. Вычислите теплоту, энтальпию ∆Н0298 и энтропию
∆S°298 образования СО2 по реакции
СО (г) + О2(г)=СО2(г)
в стандартных условиях.
(Ответ: —393,5 кДж/моль.)
4. Определите возможность или невозможность протекания реакции
10
СО(г)+ О2(г)=СО2(г)
в стандартных условиях, вычислить стандартный изобарный потенциал реакции ∆G°298.
5. Определите возможность или невозможность протека ния реакции
СО2(г)→СО(г) + О2(г)
в стандартных условиях, вычислить ∆S°298 , ∆G°298.
6. Вычислить, какое количество теплоты выделится при реакции
Al+Fe2О3→A12О3+Fe,
если было получено 1340 г железа.
(Ответ: ∆Н0298 = -169364 кДж.)
7. Вычислить ∆Н0298, ∆S°298, ∆G°298 реакции горения аце тилена, если при сгорании 16500 л (н. у.) ацетилена выде лились диоксид углерода и пары воды.
(Ответ: ∆Н0298 = - 92500 кДж.)
8. При сгорании 1 л ацетилена выделилось 56 кДж теп лоты. Вычислите теплоту образования ацетилена С2Н2, ∆Н0298, ∆S°298, ∆G°298 (см. задачу № 67).
9. Вычислите ∆G°298 и ∆S°298 реакции восстановления оксидом углерода
Fe3О4(к)+CO(r)=3FeO(к)+CО2(r).
(Ответ: +24,2 кДж; +31,3 кДж/моль К.)
10. Вычислите ∆Н °, ∆S°, ∆G°500 реакции
Fe2O3 (к) +3H2=2Fe (к) +ЗН2О (г).
(Ответ: +96,6 кДж; 138,8 Дж/К; 55,49 кДж.)
11. Реакция протекает по уравнению
ТiO2(к)+2С(к)=Тi(к)+2СО(г).
∆Н ТiO2, == - 994 кДж/моль.
Вычислите ∆Н°, ∆S°, ∆G°1000 к. Возможна ли эта реакция?
(Ответ: 723 кДж; 365 Дж/К; - 645,4 кДж.)
12. В ходе доменного процесса возможна реакция
Fe3О4(к)+CO(r)=3FeO(к)+CО2(r).
При какой температуре начнется эта реакция, если ∆Н = +34,5 кДж?
(Ответ: 1102,4 К.)
13. Напишите реакцию горения этилового спирта, если в результате образуются СО2 и Н2О. Вычислите тепловой эффект этой реакции, энтальпию и энтропию в стандартных условиях.
(Ответ: - 1367 кДж.)
14. Напишите реакцию горения этана С2Н6, если в ре зультате образуются СО2 и Н2О. Вычислите тепловой эффект этой реакции, энтальпию и энтропию в стандартных усло виях.
(Ответ: ∆Н х.р.= - 1560 кДж.)
11
15. Напишите термохимическое уравнение реакции взаи модействия газообразных аммиака и хлористого водорода. Сколько теплоты выделится в ходе этой реакции, если было израсходовано 100 л аммиака?
(Ответ: 790 кДж.)
16. При гашении извести СаО выделяется 32,5 кДж теп лоты. Напишите термохимическое уравнение реакции и опре делите энтальпию образования
оксида кальция.
(Ответ: - 636 кДж.)
17. Определите направление протекания реакции
СН4+СО2↔2СО (г) +2Н2 (г)
при стандартных условиях, вычислив ∆G°298.
(Ответ: + 170,6 кДж.)
18. В гомогенной системе СО+Сl2↔СОС12 равновесие установилось при [СО] =0,2 моль/л; [С12]=0,3 моль/л; [СОС12] = 1,2 моль/л. Вычислите изобарный потенциал этой реакции, считая, что равновесие установилось при стандарт ных условиях.
19. Равновесие реакции 4НС1+O2 = 2Н2O+2С12 при нор мальных условиях установилось при следующих концентра циях реагирующих веществ: [Н2О]=0,14 моль/л, [С12] = 0,14 моль/л, [НС1]=0,20 моль/л, [О2]=0,32 моль/л. Вы числите изобарный потенциал этой реакции ∆G°298.
20. Термохимическое уравнение реакции
СО(г)+Н2(г)↔СН3ОН(ж) + 128 кДж.
Вычислите, при какой температуре наступает равновесие в этой системе?
(Ответ: - 385 К.)
21. Для реакции димеризации диоксида азота
2NO2 = N2О4
∆Н°298= - 1387,3 Дж, ∆S°298= - 42,19 Дж/моль∙К. При ка ких температурах димеризация наиболее вероятна?
22. Определите возможность протекания процесса
NH3(r)+HCl(r)=NH4Cl(к),
исходя из энтальпийного и энтропийного факторов.
23. Предложите знак изменения энтропии в реакции
СаО+СО2 = СаСО3.
Ответ подтвердите расчетом.
24. В каких случаях можно осуществить термохимическую реакцию?
1. ВеО+Ва→
2. MgO+Ti→
3. СаО+Ве→
Ответ подтвердите расчетом ∆G°х.р.
25. Определите возможность протекания процесса
ВаО+СО2 = ВаСО3,
исходя из значений стандартных теплот образования и стан дартных энтропии
12
веществ.
(Ответ: ∆G°х.р. = 216 кДж/моль.)
26. Исходя из реакции
MgCО3 (к) = MgO (к) +СО2 (г)
∆Н = 101,5 кДж/моль, рассчитать энтальпию образования MgCО3(к).
(Ответ: - 1096,2 кДж/моль.)
27. При сгорании 1 л водорода выделяется 12,76 кДж. Рассчитать энтальпию образования воды. Какая вода полу чается в результате этого процесса - пар или жидкость?
(Ответ: - 285,6 кДж/моль.)
28. Определите изменение энтальпии процесса
СО2 (г) +4Н2 (г) = СН4 (г) +2Н2О (г).
(Ответ; - 165,0 кДж/моль.)
29. Определите изменение энтропии процесса
Н2(г)+С12(г)=2НСl(г).
(Ответ: 0,020 кДж/моль*К.)
30. Определите, как изменится равновесие системы
СО2 (г) +4Н2 (г) = СН4 (г) +2Н2О (г).
Проверьте вывод расчетом.
(Ответ: - 0,174 кДж/моль*К.)
2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Кинетика — учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осу ществимости реакций является неравенство ∆Gр.т.<0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактиче ского течения процесса в данных условиях, не является до статочным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, ∆G°298, Н2О (г) = - 228,59 кДж/моль, a ∆G°298, АlI3(к) = - 313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1,013-105 Па возможны реакции, идущие по уравнениям:
Н2(г) + 1/2О2(г)=Н2О(г); (1)
2А1(к)+3I2(к)=2 АlI3 (к). (2)
Однако эти реакции при стандартных условиях идут толь ко в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снижает кинетический «тормоз», и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых — концентрация и давление реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагиру ющей системе.
ПРИМЕР 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе
2SО2(r)+О2(r)↔2SО3(r),
13
если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение
Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SО2]=a, [O2]=b, [SO3] = с. Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции до изменения объема
После уменьшения объема гомогенной системы в 3 раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в 3 раза: [SО2]=3a, [О2]=3b, [SО3]=3c. При новых кон центрациях скорости и прямой и обратной реакции:
Отсюда
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SО3.
ПРИМЕР 2. Вычислите, во сколько раз увеличится ско рость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2.
Решение
Зависимость скорости химической реакции от темпера туры определяется
эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле
Следовательно, скорость реакции Uт, при температуре 70°С больше скорости реакции Uт1, при температуре 30°С в 16 раз.
ПРИМЕР 3. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г)+Н2О(г) ↔ СО2(г)+Н2(г)
при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:
[СО]исх =3 моль/л, [Н2О]исх =2 моль/л
14
Решение
При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
Uпр =К1[СО][Н2О]; Uобр = К2[СО2][Н2];
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражении Кр входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равно весия концентрация [СО2]2 = х моль/л. Согласно уравне нию системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2O расходуются для образования х молей СO2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех ве ществ
[СО2]р = [Н2]р =х моль/л; [CO]p = (3—х) моль/л;
[Н2О]р = (2—х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:
х2 = 6—2х—Зх+х2; 5х = 6, л: =1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СO2]Р =1,2 моль/л; [Н2]р =1,2 моль/л;
[CO]p =3 - 1,2= 1,8 моль/л; [Н2О]Р =2 - 1,2=0,8 моль/л.
ПРИМЕР 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению
РС15(г)↔РС13(г)+С12(г); ∆Н= +92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) кон центрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения PCl5?
Решение
Смещением или сдвигом химического равновесия назы вают изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения
одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС15 эндотермическая (∆Н>0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе
15
разложение PCl5 ведет к увели чению объема (из одной молекулы газа образуются две газо образные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения рав новесия в указанном направлении можно достигнуть как уве личением концентрации PCl5, так и уменьшением концентра ции РСl3 или С12.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
31. Определите энергию активации реакции, если при уве личении температуры с 500 до 1000 К константа скорости реакции возросла в 100 раз.
(Ответ: 38,2 кДж/моль.)
32. Определите энергию активации реакции, если при уве личении температуры от 330 до 400 К константа скорости реакции увеличилась в 105 раз.
(Ответ: 180 кДж/моль.)
33. Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при 1000 К, если константа равновесия равна 1010.
(Ответ: —191,1 кДж/моль.)
34. Рассчитайте, во сколько раз изменится константа ско рости реакции при увеличении температуры от 500 до 1000 К, если энергия активации равна 95,5 кДж/моль.
(Ответ: в 105 раз.)
35. Рассчитайте изменение константы скорости реакции при увеличении температуры от 500 до 1000 К, если энергия активации равна 38,2 кДж/моль.
(Ответ: в 100 раз.)
36. Рассчитайте энергию активации реакции, если при увеличении температуры от 500 до 1000 К константа скорости химической реакции возросла в 105 раз.
(Ответ: 95,5 кДж/ моль.)
37. Рассчитайте изменение скорости химической реакции
2СО(г) + О2(г)=2СО2(г)
при уменьшении давления в системе (за счет ее расширения) в 10 раз. Температура в системе поддерживается постоянной.
(Ответ: скорость уменьшится в 1000 раз.)
38. Во сколько раз увеличится скорость химической реак ции А+2В→С при увеличении давления в системе в 4 раза и одновременном повышении температуры на 40°С? Реаги рующие вещества — газы. Температурный коэффициент реак ции считать равным 2.
(Ответ: в 1024 раза.)
39. Вычислите температурный коэффициент реакции τ, если константа скорости этой реакции при 120°С равна 5,88*10-4, а при 170°С - 6,7-10-2.
(Ответ: 0,1149.)
16
40. Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2А+В→2С при уменьшении давления всех веществ в системе в 3 раза и одновременном понижении температуры на 30°С? Реагирующие вещества - газы. Температурный коэффициент скорости реакции γ равен 2.
(Ответ: в 216 раз.)
41. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравне ниям: a) S(k)+О2 = SО2(к); б) 2SО2(r)+О2(r) =2SО3(r). Как изменится скорость этих реакций, если объем каждой системы уменьшится в 4 раза?
42. Реакция идет по уравнению N2+О2 = 2NО. Концент рации исходных веществ до начала реакции были: [N2] =0,049 моль/л; [О2]=0,01 моль/л;
Вычислите концент рацию этих веществ в момент, когда [NO] =0,005 моль/л.
(Ответ: [N2] =0,0456 моль/л; [О2]=0,0075 моль/л.)
43. Реакция идет по уравнению N2+3H2=2NH3. Кон центрации участвующих в ней веществ были: [N2]=0,80 моль/л, [Н2] = 1,5 моль/л, [NН3]=0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2]=0,5 моль/л.
(Ответ: [NH3]=0,70 моль/л, [Н2]=0,6 моль/л.)
44. Реакция идет по уравнению Н2+I2=2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [Н2]=0,04 моль/л, [I2]=0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [Н2]=0,03 моль/л.
(Ответ: 3,2*10-4; 1,92* 10-4.)
45. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой форме, если понизить тем пературу от 120 до 80°С. Температурный коэффициент ско рости реакции равен 3.
46. Как изменится скорость реакции, протекающей в га зовой форме при повышении температуры на 60°С, если тем пературный коэффициент скорости данной реакции равен 2?
47. В гомогенной системе СО+Сl2↔СОСl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]=0,2 моль/л, [Сl2]=0,3 моль/л, [СОСl2] = 1,2
моль/л, Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации [Сl2] и [СО].
(Ответ; К=20, [Cl2]исх =1,5 моль/л, [СО]исх=1,4 моль/л.)
48. Константа скорости разложения N2О, протекающей по уравнению 2N2О = 2N2 + О2, равна 5*10-4. Начальная концентрация [N2O] = 0,6 моль/л. Вычислите начальную ско рость реакции и ее скорость, когда разложится 50% N2O.
(Ответ: 1,8* 10-2; 4,5* 10-3)
49. Равновесие гомогенной системы 4НСl(г) + О2 ↔2H2О(r) +2Сl2(г) установилось при следующих концент рациях реагирующих веществ: [Н2О]р =0,14 моль/л, [Сl2]р =0,14 моль/л, [НСl]Р =0,2 моль/л, [О2] =0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.
17
(Ответ: [НС1]исх =0,48 моль/л; [О2]исх =0,39 моль/л.)
50. Окисление углерода и оксида углерода протекает по уравнениям: а) 2С+О2=2СО; б) 2CO+О2 = 2СО2. Как из менится скорость этих реакций, если объем каждой из систем уменьшить в 3 раза?
51. Во сколько раз увеличится скорость реакции СаО+H2О = Ca (OH)2 при увеличении концентрации реагиру ющих веществ в 4 раза?
52. Как изменится скорость реакции образования серни стой кислоты (кислотные дожди) SО2+ H2О = H2SO3 при увеличении концентрации SО2 в 3 раза?
53. Что нужно сделать для уменьшения скорости реак ции? Дайте
теоретическое обоснование ответа.
54.Укажите пути увеличения скорости реакции. Дайте теоретическое обоснование ответа.
55. Во сколько раз увеличится скорость реакции 2NO+О2 = 2NО2 при увеличении концентрации NО2 в 3 раза, а О2 - в 4 раза?
56. Написать математическое выражение для скоростей следующих реакций:
2SО2 (г) +О2 (г) +2Н2О (г) = 2H2SО4;
2H2S (г) +3О2 (г) = 2SO2 (г) +2Н2О (г);
Мn(к)+С12(г)=МnС12(к).
57. При транспортировке грузов с севера на юг темпе ратура повысилась на 20°С. Как изменится при этом скорость возможных реакций? Температурный коэффициент скорости реакции равен 4.
58. Как изменится скорость реакций при транспортиров ке грузов зимой и летом при разности температур 50°С? Температурный коэффициент равен 4.
59. При транспортировке грузов с севера на юг темпера тура повысилась на 20°С. Как изменится при этом скорость возможных реакций? Температурный коэффициент скорости реакций равен 3.
60. Как изменится скорость реакции при транспортиров ке грузов зимой и летом при разности температур 40°С? Температурный коэффициент равен 3.
3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Состояние химического равновесия характеризуют хими чески обратимые реакции при равенстве скоростей прямого и обратного процессов ( ). Константа равновесия для реакции mA+nB=pC+qD имеет вид:
где [С], [D], [А], [В] — равновесные концентрации ве ществ С, D, А, В; т, п, р, q — стехиометрические коэффициенты.
18
Константа равновесия отражает полноту протекания про цесса, т. е. выход продукта реакции. Являясь динамическим и подвижным, состояние химического равновесия при своем смещении () под действием различных факторов (С, Т, р), позволяет управлять процессом с помощью универсаль ного принципа Ле-Шателье.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
61. В газовой фазе с начальными концентрациями
(моль/л) [СО] =0,01; [Н2О]=0,02; [СО2] =0,01 протекает химическая реакция
по уравнению: СО(г)+Н2О(г)↔CО2(r)+H2(r). Концентрация СО в состоянии равновесия равна 0,007 моль/л. Вычислите константу равновесия этой реакции.
(Ответ: 1,42.)
62. Исходная смесь состоит из 0,30 моль/л Н2 и 0,20 моль/л N2. Равновесие наступит, когда прореагирует 0,24 моль/л Н2. Вычислите константу равновесия, если уравнение химической реакции ЗН2(г)+N2(r) =2NH3(r).
(Ответ: 987,6.)
63. Смешивают 0,08 моль/л SО2 с 0,06 моль/л О2. Реак ция 2SО2(r)+О2(r) = 2SО3(r) протекает в закрытом сосуде при постоянной температуре. К моменту наступления равно весия в смеси остается 20% первоначального количества SО2. Вычислите константу равновесия реакции.
(Ответ: ~3,0*102.)
64. Константа равновесия химической реакции Н2(г) + I2(г)↔2НI(г) при некоторой температуре равна 4. Рассчи тайте равновесную концентрацию HI, если исходные концент рации Н2 и I2 равны соответственно 0,030 и 0,012 моль/л.
(Ответ: 1,71*10-2 моль/л.)
65. При синтезе аммиака при некоторых условиях в рав новесии находятся 0,1 моль/л N2; 0,2 моль/л Н2 и 0,8 моль/л NH3. Вычислите константу равновесия и рассчитайте исход ные концентрации азота и водорода.
(Ответ: K=800; [N2]исх = 0,5 моль/л; [Н2]исх = 1,4 моль/л.)
66. При некоторой температуре константа равновесия ге терогенной реакции FeO(к) + CO(r)=Fe(к) +СО2(г) равна 0,5. Чему равны равновесные концентрации СО и СО2, если их начальные концентрации равны: [СО] =0,05 моль/л, [СО2]=0,01 моль/л?
(Ответ: [СО]равн 1=0,04 моль/л, [СО2]равн=0,02 моль/л.)
67. Рассчитайте константу равновесия химической реак ции при 300 К, если стандартная энергия Гиббса реакции при этой температуре равна - 57,3
19
кДж/моль.
(Ответ: КР=1010.)
68. Рассчитайте константу равновесия химической реак ции при 1000 К, если стандартная энергия Гиббса реакции при этой температуре равна - 19,1 кДж/моль.
(Ответ: КР=10.)
69. Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при 1000 К, если константа равновесия равна 1010.
(Ответ: - 191,1 кДж/моль.)
70. Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при
1000 К, если константа равновесия равна 10.
(Ответ: - 19,1 кДж/моль.)
71. Напишите выражение для константы равновесия ге терогенной системы СО2+С↔2СО. Как следует повысить дав ление, чтобы повысить выход СО?
72. Напишите выражение константы равновесия гетеро генной системы С+Н2О(г)↔СО+Н2(г). Как следует изме нить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции - образования Н2О?
73. Вычислите константу равновесия для гомогенной си стемы СО (г) +H2О(r)СО2(г) + Н2 (г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]Р =0,004 моль/л, [Н2О]р = 0,064 моль/л, [Н2]р =0,016 моль/л, [СО2]р = - 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО?
(Ответ: К=1; [Н2О]нсх =0,08 моль/л; [СО]исх = 0,02 моль/л.)
74. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) +
Н2О(г) = СО2(г)+Н2(г) при некоторой температуре рав на 1. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации [СО]исх = 0,10 моль/л, [Н2О]исх =0,40 моль/л.
(Ответ: [СО2]р [Н2]р = 0,08 моль/л; [СО]р = 0,02 моль/л; [Н2О]р=0,32 моль/л.)
75. Константа равновесия гомогенной системы N2+3H2↔NH3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и
исходную концент рацию азота.
(Ответ: [N2]p = 8 моль/л; [N2]исх= 8,04 моль/л.)
76. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO+О2=↔2NО2 установилось при следующих кон центрациях реагирующих веществ: [NO]p = 0,2 моль/л, [О2]р=0,1 моль/л, [NO2]p =0,1 моль/л. Вычислите кон станту равновесия и исходные концентрации NO и О2.
(От вет: К = 2,5; [NO]исх =0,3 моль/л; [О2]исх=0,15 моль/л.)
77. Почему при изменении давления смещается равно весие системы N2 + 3Н2↔2NН3 и не смещается равновесие системы N2+О2↔2NO? Ответ мотивируйте на основании ра счета скорости прямой и обратной реакций в
20
этих системах до и после изменения давления. Напишите выражение для констант равновесия каждой из данных систем.
78. Для каких реакций равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции при сжатии смеси газов:
а) 2Ca(NО3)2↔2CaO+4NО2+О2;
б) С+О2↔СО2;
в) N2О4↔2NО2;
г) СаСО3↔СаО+СО2?
Ответ обоснуйте.
79. Для каких реакций равновесие сместится в сторону образования исходных веществ при сжатии смеси газов:
а) 2SО2+О2↔2SО3;
б) 4NH3+5О2↔4NO+6H2О;
в) 2СО+О2↔2СО2;
г) 2NO+О2↔2NО2?
Ответ обоснуйте.
80. Для каких реакций равновесие сместится в сторону образования исходных веществ при сжатии смеси газов:
а) Н2+I2↔2НI;
б) N2+3H2↔2NH3;
в) N2О4↔2NО2;
г) 4NH3+5O2↔4NO+6H2О?
Ответ обоснуйте.
81. Написать математическое выражение константы равновесия для следующих реакций:
а) N2+3H2↔2NH3;
б) Fe2O3+3CO4↔2Fe+3CO2.
Как увеличить выход продуктов реакции? Обе реакции экзотермические.
82. Как можно повысить выход аммиака по реакции: N2+3H2↔2NH3, ∆Н= - 92,6 кДж/моль?
83. Почему синтез аммиака в промышленности по реак ции N2+3H2↔2NH3 ведут при повышенной температуре, хотя процесс экзотермический?
84. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
2Н2(г)+О2(г) ↔2Н2О(г), ∆Н = -583,6 кДж.
85. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
N2(r)+О2(r)↔2NO(r), ∆Н = 180,8 кДж.
86. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение
21
константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
2СО(г)+О2(г) ↔2СО2(г); ∆Н = -566,0 кДж.
87. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
СО2(г)+С(к) ↔2СО(г); ∆Н = 172,5 кДж.
88. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения
(С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
СаСО3(к) ↔СаО(к)+СО2(г); ∆Н = 177,4 кДж.
89. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
СuО(к)+Н2(г) ↔Сu(к)+Н2О(г); ∆Н = - 76,5 кДж.
90. Для следующего обратимого процесса напишите вы ражение константы равновесия и определите, как можно из менить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:
2НI(г) ↔Н2(г) + I2(г); ∆Н =51,8 кДж.
4. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕИ. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УСТРАНЕНИЯ
Жесткость воды выражается суммой миллиэквивалентов ионов Са2+ и Mg2+ содержащихся в 1 л воды (мэкв/л). Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Са2+ или 12,16 мг/л Mg2+.
ПРИМЕР 1. Вычислите жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 Са(НСО3)2.
Решение
В 1 л воды содержится 202,5:500 = 0,405 г Са(НСО3)2, что составляет 0,405:81=0,005 эквивалентных масс или 5 мэкв/л (81 г/моль — эквивалентная
масса Са(НСО3)2). Следовательно, жесткость воды 5 мэкв.
ПРИМЕР 2. Сколько граммов CaSО4 содержится в 1 м3 воды, если ее жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв?
Решение
Мольная масса CaSО4 136,14 г/моль; эквивалентная масса равна 136,14 : 2 = 68,07 г/моль. В 1 м3 воды жесткостью 4 мэкв содержится 4*1000 = 4000 мэкв, или 4000*68,07 = 272280 мг= = 272,280 г CaSО4.
ПРИМЕР 3. Какую массу соды надо добавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 мэкв?
Решение
В 500 л воды содержится 500*5 = 2500 мэкв солей, обу словливающих
22
жесткость воды. Для устранения жесткости следует прибавить 2500*53=132500 мг = 132,5 г соды (53 г/моль — эквивалентна масса Na2CО3).
Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровож дающееся изменением рН среды, называется гидролизом.
ПРИМЕР 4. Составьте ионно-молекулярные и молекуляр ные уравнения гидролиза солей: a) KCN, б)Na2CО3, в) ZnSО4. Определите реакцию среды
растворов этих солей.
Решение
а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кисло ты HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN-. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН- воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы CN- связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого элект ролита HCN. Соль гидролизуется, как говорят, по аниону.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CN-+ H2О ↔HCN + ОН-,
или в молекулярной форме:
KCN +H2O↔НCN + KOH.
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН>7).
б) Карбонат натрия Na2CО3 — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы СО32-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3- , а не молекулы Н2СО3, так как ионы НСО3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидро лиза
СО32- + Н2О ↔ НСО3- + ОН-,
пли в молекулярной форме
Na2CО3+H20 ↔ NaHCО3+NaOH.
В растворе появляется избыток ионов ОН-, поэтому раствор Na2CО3 имеет щелочную реакцию (рН>7).
в) Сульфат цинка ZnSО4 — соль слабого многоосновного основания Zn(OH)2 и сильной кислоты H2S04. В этом случае Zn2+ связывают гидроксидные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование молекул Zn(OH)2 не происходит, так как ионы ZnOН+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидро лиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Zn2+ + H2O ↔ ZnOH++ H+,
или в молекулярной форме
23
2ZnSО4+2H2О ↔ (ZnOH)2SО4+H2SО4.
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому ра створ ZnSО4 имеет кислотную реакцию (рН<7).
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
91. В 1 л воды содержится 0,292 г Mg(HCО3)2. Опреде лите жесткость воды.
92. Определите жесткость воды, в 100 л которой содер жится 20,4 г CaSО4.
93. Сколько граммов соды Na2CО3 надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 мг-экв/л?
94. Анализом установлено, что в 1 л воды содержится 0,2025 г гидрокарбоната кальция Са(НСО3)2. Чему равна жесткость этой воды?
95. В 1 л воды содержится 0,081 г Са(НСО3)2 и 0,272 г CaSО3. Чему равна жесткость этой воды?
96. Какую жесткость называют карбонатной, некарбонат ной, общей? Как можно устранить карбонатную, некарбонат ную жесткость? Напишите уравнения соответствующих ре акций.
97. Укажите, какое из веществ каждой пары лучше дис социирует в водном растворе. Ответ мотивируйте:
а)H2S или НСl;
б)НВг или HF.
См. табл. 8.
98. Какой раствор будет более щелочным: Na2SО3 или Na2SiО3? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.
99. Опишите соответствующие равновесия с водой сле дующих веществ: AgCl, KCN, СН3СООН. Приведите выражения их констант. Как они называются?
100. Раствор ацетата натрия в присутствии фенолфталеи на бесцветен. Однако при нагревании он приобретает розовую окраску. Объясните это, исходя из суммарных реакций, про исходящих в растворе ацетата.
101. По каким критериям можно отличить чистое веще ство от раствора? Ответ обоснуйте.
102. Константа равновесия реакции
CH3COONa+HCN = CH3COOH + NaCN
равна 2,6-10-5. Какая из кислот слабее (уксусная или си нильная)? Ответ мотивируйте.
103. На чем основано применение антифризов в автомо билях?
104. На чем основано действие соли при очистке обледе невших тротуаров?
105. Важнейший полупродукт титанового производства — тетрахлорид
24
титана (TiCl4)—дымит на воздухе. Объясните это явление, подтвердив его соответствующими реакциями.
106. К раствору Na2CО3 добавили следующие вещества: а) НСl, б) NaOH, в) Cu(NО3)2, г) K3S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
107. К раствору Al2(SО4)3 добавили следующие вещества: a) H2SО4, б)
КОН, в) Na2SО3, г) ZnSО4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
108. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl3 или FeCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
109. Какая из двух солей при равных условиях в боль шей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
110. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
111. Почему раствор NH4CH3COO имеет рН = 7, а NH4CN - рН=10? Чем Вы это можете объяснить?
112. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные урав нения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
113. В 1 л воды содержится 40,7 мг-ион Са2+ и 37,4 мг-ион Mg2+, Чему равна жесткость этой воды?
114. К 1 м3 жесткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия. На
сколько мг-эквивалентов понизилась жесткость?
115. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na2CО3 или Na2SО3? По чему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные урав нения гидролиза этих солей.
116. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) НС1, б) КОН, в) ZnCl2, г) Na2CО3. В каких случаях гид ролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
117. С помощью справочных табл. 8 определите силу сле дующих электролитов: HNО3, HCN, H2S, H2SО3, NH4OH, приведите уравнения их электролитической диссоциации, ука жите знак ∆G процесса.
118. С помощью уравнений электролитической диссоциа ции покажите амфотерность гидроксидов: Ве(ОН)2; А1(OН)3.
119. Составьте молекулярные, и ионные уравнения гидро лиза соли SeCl3. Как уменьшить гидролиз этой соли? (С, Т, рН).
25
120. По формулам солей CsNO3, BiCl3, K2Cr2O7 предска жите реакцию среды этих растворов (рН). Составьте моле кулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза К2Сг2O7.
5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называются реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления ато мов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления понимают тот условный заряд атома, который вы числяется из предположения, что молекула состоит только из ионов.
Окисление-восстановление — это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление повышает степень окисления у восстано вителя, а восстановление — понижает ее у окислителя. Повы шение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях: окислитель принимает электроны, а восстановитель — отдает. Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (от дать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную сте пень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Степень окисления может иметь отрицательное, положи тельное и нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху, например Na2+1 О-2, Cl°2. Нуле вое значение степени окисления имеют молекулы простых веществ, например Р° и S0, газов Н°2 и О°2, свободных метал лов Pb°, Cu°. Степень окисления молекулы также равна нулю.
Все окислительно-восстановительные реакции разделяют на три
группы: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования. К межмолекулярным отно сятся реакции, у которых окислитель и восстановитель нахо дятся в разных веществах, причем эти вещества могут быть как сложными, так и простыми. Эти реакции протекают и в газовом состоянии, и с участием твердых веществ, и в раство рах. К внутримолекулярным относятся такие реакции, кото рые протекают с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле. В этом случае атом с более поло жительной степенью окисления будет окислять другой атом с меньшей степенью окисления. К ним относятся реакции термического разложения. К третьей группе относятся реак ции диспропорционирования. Протекание таких реакций со провождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента.
ПРИМЕР. Составьте уравнения окислительно - восстанови тельной
26
реакции, идущей по схеме:
KMn+1О4+H3P+3О3+H2SО4 →Mn+2
О4+H3P+5О4+K2SО4+H2О.
Решение. Сначала определяем степени окисления ато мов, которые ее
изменяют. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель
и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 Р+3 - 2е = Р+6 процесс окисления
окислитель 2 Мп+7 + 5е = Мп+2 процесс восстановления
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов — десять, Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восста новления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:
2KMnО4 + 5H3PО3+3H2SO4=
= 2MnSО4+5H3PО4 + K2SО4+3H2О.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
121. Реакции выражаются схемами:
KBr+KBrO3+H2SО4→ Br2+K2SО4+ Н2О
P+HIO3+H2O→H3PO4+HI
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
122. Реакции выражаются схемами:
H2S + KMnО4+H2SО4→S+MnSО4+K2SО4+H2О
С12+Н2О—НСlO+НС1
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
123. Реакции выражаются схемами:
Na2SO3→Na2SO4+Na2S
KI + KClO3+H2SO4→I2+KC1 + K2SO4+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое
27
восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
124. Реакции выражаются схемами:
КСlO3→КСl+O2
KNO2+K2Cr2O7+H2SO4→KNO3+Cr2(SO4)3 + K2SO4+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
125. Реакции выражаются схемами:
H2S+Na2SO3+H2SO4→S+Na2SO4+H2O
НСl+МnO2→Сl2+МnСl2+Н2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
126. Реакции выражаются схемами:
NH3 + O2→N2+H2O
K2MnO4+H2O→KMnО4+MnO2+KOH
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
127. Реакции выражаются схемами:
Cu + HNO3→Cu (NO3)2+NO+H2O
KClO3→KClO4+KCl
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
128. Реакции выражаются схемами:
Al + K2Cr2O7+H2SO4→Al2(SO4)3+Cr2(SO4)3+H2O
KMnO4+HBr→Br2+KBr+MnBr2+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
28
129. Реакции выражаются схемами:
Сr2O3+КСlО3+КОН→К2CгO4+КСl+Н2O
H2S+H8SO3→S+3H8O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
130. Реакции выражаются схемами:
Р+Н2О→H3РO3+РН3
FeSO4+HNO3+H2SO4→Fe2(SO4)3+NO+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
131. Реакции выражаются схемами:
PbO2+Pb + H2SO4→PbSO4+H2O
H2S + HNO3→H2SO4+NO+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
132. Реакции выражаются схемами:
P+HNO3→H3PO4+NO
Pb(NO3)2→PbO+NO2+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
133. Реакции выражаются схемами:
S+NaOH→Na2SO3+Na2S+H2O
Au+HNO3+HCl→AuCl3+NO+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
134. Реакции выражаются схемами:
KMnO4+Na2SO3+KOH→K2MnO4+Na2SO4+H2O
29
NaCrO2+Br2+NaOH→Na2CrO4+NaBr+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое
восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
135. Реакции выражаются схемами:
AgNO3→Ag+NO2+O2
НСl + К2Сг2O7→Сl2+СгСl3+КСl+Н2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
136. Реакции выражаются схемами:
Сl2+КОН→КОСl + КСl+Н2O
KNO2+PbO2+HCl→KNO3+PbCl2+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
137. Реакции выражаются схемами:
K4[Fe(CN)6]+Cl2 = K3[Fe(CN)6]+KCl
Со (ОН)2+O2+Н2O→Со (ОН)3
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
138. Реакции выражаются схемами:
KI+KI3+H2SO4→I2+K2SO4+H2O
Cd+KMnO4+H2SO4→CdSO4+MnSO4+K2SO4+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
139. Реакции выражаются схемами:
FeS+HNO3→Fe(NO3)2+S+NO+H2O
K2MnO4+H2O→KMnO4+MnO2+KOH
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
30
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
140. Реакции выражаются схемами:
H2SO3+HClO3→H2SO4+HCl
KNO2+H2SO4→ KNO3+K2SO4+NO+H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: ка кое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?
31
Варианты контрольного задания
|
Номер варианта |
Номера задач |
Номер варианта |
Номера задач |
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
01 |
1,31,61,91,121 |
51 |
21,51,81,111,121 |
|
02 |
2,32,62,92,122 |
52 |
22,52,82,112,122 |
|
03 |
3,33,63,93,123 |
53 |
23,53,83,113,123 |
|
04 |
4,34,64,94,124 |
54 |
24,54,84,114,124 |
|
05 |
5,35,65,95,125 |
55 |
25,55,85,115,125 |
|
06 |
6,36,66,96,126 |
56 |
26,56,86,116,126 |
|
07 |
7,37,67,97,127 |
57 |
27,57,87,117,127 |
|
08 |
8,38,68,98,128 |
58 |
28,58,88,118,128 |
|
09 |
9,39,69,99,129 |
59 |
29,59,89,119,129 |
|
10 |
10,40,70,100,130 |
60 |
30,60,90,120,130 |
|
11 |
11,41,71,101,131 |
61 |
1,31,61,91,131 |
|
12 |
12,42,72,102,132 |
62 |
2,32,62,92,132 |
|
13 |
13,43,73,103,133 |
63 |
3,33,63,93,133 |
|
14 |
14,44,74,104,134 |
64 |
4,34,64,94,134 |
|
15 |
15,45,75,105,135 |
65 |
5,35,65,95,135 |
|
16 |
16,46,76,106,136 |
66 |
6,36,66,96,136 |
|
17 |
17,47,77,107,137 |
67 |
7,37,67,97,137 |
|
18 |
18,48,78,108,138 |
68 |
8,38,68,98,138 |
|
19 |
19,49,79,109.139 |
69 |
9,39,69,99,139 |
|
20 |
20,50,80,100,140 |
70 |
10,40,70,100,140 |
|
21 |
21,51,81,111,121 |
71 |
11,41,71,101,121 |
|
22 |
22,52,82,112,122 |
72 |
12,42,72,102,122 |
|
23 |
23,53,83,113,123 |
73 |
13,43,73,103,123 |
|
24 |
24,54,84,114,124 |
74 |
14,44,74,104,124 |
|
Продолжение таблицы |
|||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
25 |
25,55,85,115,125 |
75 |
15,45,75,105,125 |
|
26 |
26,56,86,116,126 |
76 |
16,46,76,106,126 |
|
27 |
27,57,87,117,127 |
77 |
17,47,77,107,127 |
|
28 |
28,58,88,118,128 |
78 |
18,48,78,108,128 |
|
29 |
29,59,89,119,129 |
79 |
19,49,79,109,129 |
|
30 |
30,60,90,120,130 |
80 |
20,50,80,100,130 |
|
31 |
1,31,61,91,121 |
81 |
21,51,81,111,131 |
|
32 |
2,32,62,92,122 |
82 |
22,52,82,112,132 |
|
33 |
3,33,63,93,123 |
83 |
23,53,83,113,133 |
|
34 |
4,34,64,94,124 |
84 |
24,54,84,114,134 |
|
35 |
5,35,65,95,125 |
85 |
25,55,85,115,135 |
|
36 |
6,36,66,96,126 |
86 |
26,56,86,116,136 |
|
37 |
7,37,67,97,127 |
87 |
27,57,87,117,137 |
|
38 |
8,38,68,98,128 |
88 |
28,58,88,118,138 |
|
39 |
9,39,69,99,129 |
89 |
29,59,89,119,139 |
|
40 |
10,40,70,100,130 |
90 |
30,60,90,120,140 |
|
41 |
11,41,71,101,131 |
91 |
1,31,61,91,121 |
|
42 |
12,42,72,102,132 |
92 |
2,32,62,92,122 |
|
43 |
13,43,73,103,133 |
93 |
3,33,63,93,123 |
|
44 |
14,44,74,104,134 |
94 |
4,34,64,94,124 |
|
45 |
15,45,75,105,135 |
95 |
5,35,65,95,125 |
|
46 |
16,46,76,106,136 |
96 |
6,36,66,96,126 |
|
47 |
17,47,77,107,137 |
97 |
7,37,67,97,127 |
|
48 |
18,48,78,108,138 |
98 |
8,38,68,98,128 |
|
49 |
19,49,79,109,139 |
99 |
9,39,69,99,129 |
|
50 |
20,50,80,100,140 |
00 |
10,40,70,100,130 |
Список литературы
1. Коровин, Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2003.
2. Глинка, Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002.
3. Фролов, В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 2001.
4. Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии: учеб. пособие. - 5-е изд.- М.: Высш. школа, 2003.
5. Полинг, Л. Химия/ Л. Полинг, П. Полинг - М.: Мир, 2000.
6. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2004.
7. Новиков, Г.И.Основы общей химии. – М.: Высшая школа, 2000.
8. Н.В. Коровина. Лабораторные работы по химии – М.: Высшая школа, 2001.
9. Шретер, В. Химия: справочное издание/ В. Шретер, К.Х. Лаутеншлегер, Х.Бибрак. – М.: Химия, 1989.
34
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Стандартные теплоты (энтальпии) образования ∆H°298 некоторых веществ
|
Вещество |
Состоя ние |
АН°298, кДж/моль |
Вещество |
Состоя ние |
АН°298, кДж/моль |
|
|
С2Н2 |
г |
+ 226,75 |
СО |
г |
- 110,52 |
|
|
CS2 |
г |
+ 115,28 |
СН3ОН |
г |
- 201,17 |
|
|
NO |
г |
+90,37 |
С2Н5ОН |
г |
- 235,31 |
|
|
С6Н6 |
г |
+ 82,33 |
Н2O |
г |
- 241,83 |
|
|
С2Н4 |
г |
+ 52,28 |
Н20 |
ж |
- 285,84 |
|
|
H2S |
г |
- 20,15 |
NH4Cl |
к |
- 315,39 |
|
|
ВаО |
к |
- 558,1 |
ВаСО3 |
к |
- 1219 |
|
|
NH3 |
г |
- 46,19 |
СО2 |
г |
- 393,51 |
|
|
СН4 |
г |
-74,85 |
Fe2О3 |
к |
- 822,10 |
|
|
С2Н6 |
г |
- 84,67 |
Са(ОН)2 |
к |
- 986,50 |
|
|
НСl |
г |
- 92,31 |
А12О3 |
к |
- 1669,80 |
|
|
TiО2 |
к |
- 943,9 |
MgO |
к |
-601,8 |
Таблица 2
Стандартная энергия Гиббса образования ∆G°298 некоторых веществ
|
Вещество |
Состоя ние |
∆G°298, кДж/моль |
Вещество |
Состоя ние |
∆G°298, кДж/моль |
|
|
ВаСО3 |
к |
- 1138,8 |
FeO |
к |
- 244,3 |
|
|
СаСО3 |
к |
-1128,75 |
Н2О |
ж |
- 237,19 |
|
|
Fe3О4 |
к |
- 1014,22 |
Н2О |
г |
- 828,59 |
|
|
ВеСОз |
к |
- 944,75 |
РbO2 |
к |
- 219,0 |
|
|
СаО |
к |
- 604,2 |
СО |
г |
- 137,27 |
|
|
ВеО |
к |
- 581,61 |
СН4 |
г |
- 50,79 |
|
|
ВаО |
к |
-528,4 |
NO2 |
г |
+ 51,84 |
|
|
СО2 |
г |
- 394,38 |
NO |
г |
+ 86,69 |
|
|
NaCl |
к |
- 384,03 |
С2Н2 |
г |
+ 209,20 |
|
|
ZnO |
к |
- 318,2 |
TiO2 |
к |
- 883,3 |
|
|
MgO |
к |
- 569,6 |
(-888,6) |
35
Таблица 3
Стандартные абсолютные энтропии S°298 некоторых веществ
|
Вещество |
Состоя ние |
S0298, Дж/(моль . К) |
Вещество |
Состоя ние |
S°298. Дж/(моль . К) |
|
|
С |
Алмаз |
2,44 |
Н2О |
г |
188,72 |
|
|
С |
Графит |
5,69 |
N2 |
г |
191,49 |
|
|
ВаСО3 |
к |
112 |
ВаО |
к |
70,3 |
|
|
Са(ОН)2 |
к |
76,1 |
СаСОз |
к |
88,7 |
|
|
Fe |
к |
27,2 |
NH3 |
г |
192,50 |
|
|
Ti |
к |
30,7 |
СО |
г |
197,91 |
|
|
S |
Ромбическая |
31,9 |
С2Н2 |
г |
200,82 |
|
|
О2 |
г |
205,03 |
||||
|
TiО2 |
к |
50,3 |
H2S |
г |
205,64 |
|
|
FeO |
к |
54,0 |
NO |
г |
210,20 |
|
|
H2О |
ж |
69,94 |
СО2 |
г |
213,65 |
|
|
Fe2О3 |
к |
89,96 |
С2Н4 |
г |
219,45 |
|
|
NH4C1 |
к |
94,5 |
CI2 |
г |
222,95 |
|
|
СН3ОН |
ж |
126,8 |
NО2 |
г |
240,46 |
|
|
H2 |
г |
130,59 |
PCI3 |
г |
311,66 |
|
|
Fe3О4 |
к |
146,4 |
PCI5 |
г |
352,71 |
|
|
CH4 |
г |
186,19 |
MgO |
к |
26,24 |
|
|
HC1 |
г |
186,68 |
С2Н6 |
г |
229,5 |
|
|
C2H5OH |
ж |
160,7 |
СаО |
к |
39,7 |
Таблица 4
Радиусы атомов (Å)
|
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII |
|||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
|
1 |
1H 0,46 |
2He 1,22 |
||||||||
|
2 |
Li3 155 |
Be4 1,13 |
5B 0,91 |
6C 0,77 |
7N 0,7 |
8O 0,66 |
9F 0,71 |
10Ne 1,60 |
||
|
3 |
Na11 1,89 |
Mg12 1,60 |
13Al 1,43 |
14Si 1,34 |
15P 1,31 |
16S 1,04 |
17Cl 0,99 |
18Ar 1,92 |
||
|
4 |
K19 2,36 |
Ca20 1,97 |
Sc21 1,64 |
Ti22 1,46 |
V23 1,34 |
Cr24 1,27 |
Mn25 1,35 |
Fe26 1,26 |
Co27 1,25 |
Ni28 1,24 |
|
29Cu 1,28 |
30Zn 1,39 |
31Ga 1,39 |
32Ge 1,39 |
33As 1,48 |
34Se 1,6 |
35Br 1,14 |
36Kr 1,98 |
Rh45 1,34 |
Pd46 1,37 |
|
|
Продолжение таблицы 4 |
||||||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
|
5 |
Rb37 2,48 |
Sr38 2,15 |
Y39 1,81 |
Zz40 1,60 |
Nb41 1,43 |
Mo42 1,39 |
Tc43 1,36 |
Ru44 1,34 |
||
|
47Ag 1,44 |
48Bd 1,56 |
49Zn 1,66 |
50Sn 1,58 |
51Sb 1,61 |
50Te 1,7 |
53I 1,33 |
54Xe 2,18 |
|||
|
6 |
Cs55 2,68 |
Ba56 2,21 |
La57 1,87 |
Hf72 1,59 |
Ta73 1,43 |
W74 1,40 |
Re75 1,37 |
Os76 1,338 |
Ir77 1,358 |
Pt78 1,35 |
|
79Au 1,44 |
80Hg 1,60 |
81Tl 1,71 |
82Pb 1,75 |
83Bi 1,82 |
84Po 1,7 |
85At |
86Rn 2,2 |
|||
|
7 |
Fr87 2,8 |
Ra88 2,35 |
Ac89 1,88 |
Ku104 |
105 |
Таблица 5
Энергия (потенциал) ионизация и электроотрицательность атомов элементов
|
Порядковый номер элемента |
Периоды |
Элемент |
Потенциал ионизации |
Электроотрица-тельность ЭО |
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
|
1 |
I |
H |
1354 |
2.15 |
|
2 |
He |
24,48 |
- |
|
|
3 |
II |
Li |
5,37 |
1 |
|
4 |
Be |
9,3 |
1,5 |
|
|
5 |
B |
8,28 |
2,0 |
|
|
6 |
C |
11,24 |
2,5 |
|
|
7 |
N |
12,54 |
3,0 |
|
|
8 |
O |
13,61 |
3,5 |
|
|
9 |
F |
17,42 |
4,0 |
|
|
10 |
Ne |
21,55 |
- |
|
|
11 |
III |
Na |
5,14 |
0,9 |
|
12 |
Mg |
7,64 |
1,2 |
|
|
13 |
Al |
7,98 |
1,5 |
|
|
14 |
Si |
8,14 |
1,8 |
|
|
15 |
P |
10,55 |
2,1 |
|
|
16 |
S |
10,35 |
2,5 |
|
|
17 |
Cl |
13,01 |
3,0 |
|
|
18 |
Ar |
15,75 |
- |
|
|
Продолжение таблицы 5 |
||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
|
19 |
IV |
K |
4,34 |
0,8 |
|
20 |
Ca |
6,11 |
1,0 |
|
|
21 |
Sc |
6,56 |
0,9 |
|
|
22 |
IV |
Ti |
6,73 |
1,5 |
|
23 |
V |
6,74 |
1,6 |
|
|
24 |
Cr |
6,76 |
1,6 |
|
|
25 |
Mn |
7,43 |
1,5 |
|
|
26 |
Fe |
7,90 |
1,8 |
|
|
27 |
Co |
7,86 |
1,7 |
|
|
28 |
Ni |
7,63 |
1,8 |
|
|
29 |
Cu |
7,72 |
1,9 |
|
|
30 |
Zn |
9,39 |
1,6 |
|
|
31 |
Ga |
6,00 |
1,6 |
|
|
32 |
Ge |
7,88 |
2,0 |
|
|
33 |
As |
9,81 |
2,0 |
|
|
34 |
Se |
9,75 |
2,4 |
|
|
35 |
Br |
11,84 |
2,9 |
|
|
36 |
Kr |
13,99 |
- |
|
|
37 |
V |
Rb |
4,18 |
0,8 |
|
38 |
Sr |
5,69 |
1,0 |
|
|
39 |
Y |
6,38 |
1,2 |
|
|
40 |
Zn |
6,83 |
1,4 |
|
|
41 |
Nb |
6,88 |
1,6 |
|
|
42 |
Mo |
7,13 |
1,8 |
|
|
43 |
Tc |
7,23 |
1,9 |
|
|
44 |
Ru |
7,36 |
2,2 |
|
|
45 |
Rh |
7,46 |
2,2 |
|
|
46 |
Rd |
8,33 |
2,2 |
|
|
47 |
Ag |
7,57 |
1,9 |
|
|
48 |
Cd |
8,99 |
1,7 |
|
|
49 |
Zn |
5,78 |
1,7 |
|
|
50 |
Sn |
7,33 |
1,8 |
|
|
51 |
Sd |
8,64 |
1,9 |
|
|
52 |
Te |
9,01 |
2,1 |
|
|
53 |
I |
10,44 |
2,5 |
|
|
54 |
Xe |
12,12 |
- |
|
|
55 |
VI |
Cs |
3,89 |
0,7 |
|
Продолжение таблицы 5 |
||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
|
56 |
Ba |
5,81 |
0,9 |
|
|
57 |
La |
5,61 |
0,9 |
|
|
72 |
Hf |
5,5 |
1,3 |
|
|
73 |
Ta |
7,7 |
1,5 |
|
|
74 |
VI |
W |
7,98 |
1,7 |
|
75 |
Re |
7,87 |
1,9 |
|
|
76 |
Os |
8,7 |
2,2 |
|
|
77 |
Ir |
9,2 |
2,2 |
|
|
78 |
Pt |
8,96 |
2,2 |
|
|
79 |
Au |
9,22 |
2,4 |
|
|
80 |
Hg |
10,43 |
1,9 |
|
|
81 |
Tl |
6,1 |
1,8 |
|
|
82 |
Rb |
7,14 |
1,8 |
|
|
83 |
Bi |
7,27 |
1,9 |
|
|
84 |
Po |
8,2 |
2,0 |
|
|
85 |
At |
9,2 |
2,2 |
|
|
86 |
Rn |
10,74 |
- |
|
|
87 |
Fr |
3,98 |
0,7 |
|
|
88 |
Ra |
5,27 |
0,9 |
|
|
89 |
Ac |
6,89 |
1,1 |
|
|
104 |
Ku |
- |
- |
Таблица 6
Энергия связи при 298 К (250С)
|
Связь |
Соединения или группы |
Есв, кДж/моль |
|
1 |
2 |
3 |
|
С – С |
Парафины |
262,3 |
|
С = С |
Олефины |
423,23 |
|
С ≡ С |
Ацетиленовые |
759,4 |
|
С = С |
Бензольное кольцо |
|
|
С – Н |
Бензольное кольцо |
357,98 |
|
С – Н |
Олефины |
|
|
С – Н |
Парафины |
|
|
С – Br |
Галогеналкилы |
238 |
|
С – Cl |
То же |
293 |
|
Продолжение таблицы 6 |
||
|
1 |
2 |
3 |
|
C – F |
“ |
435 |
|
C – I |
“ |
180 |
|
C – N |
Амины |
223,8 |
|
C = O |
CO2 |
711-753 |
|
H – O |
H2O |
460,2 |
|
H – S |
H2S |
343 |
|
N – N |
N – N |
113 |
|
N – H |
NH3 |
348,5 |
|
N = O |
NO2 |
439,3 |
|
O – O |
H2O |
35 |
|
O = O |
O2 |
493,6 |
|
S = O |
SO2 |
550,6 |
|
S = O |
SO2 |
385,8 |
|
Si = O |
SiO2 |
473 |
|
N ≡ N |
Na |
945,3 |
|
Cl – Cl |
Cl2 |
242,6 |
|
Ca = O |
CaO |
423 |
|
Cu = O |
CuO |
267 |
|
F – F |
F2 |
155 |
|
H – H |
H2 |
432,1 |
|
H – F |
HF |
565,7 |
|
H – Cl |
HCl |
431,6 |
|
H – Br |
HBr |
362,5 |
|
H – I |
HI |
298,3 |
|
Mg = O |
MgO |
412,5 |
|
Na – Cl |
NaCl |
411,3 |
|
Zn = O |
ZnO |
275 |
Таблица 7
Дипольные моменты μ некоторых молекул
|
Вещество |
Дипольный момент |
Вещество |
Дипольный момент |
Вещество |
Дипольный момент |
|
H2 |
0 |
HI |
0,38 |
NH3 |
1,46 |
|
N2 |
0 |
NaI |
4,9 |
PH3 |
0,55 |
|
Cl2 |
0 |
RCl |
6,3 |
AsH3 |
0,16 |
|
NO |
0,16 |
KI |
6,8 |
AsF3 |
2,6 |
|
CO |
0,11 |
H2O |
1,84 |
SiF4 |
0 |
|
CO2 |
0 |
H2S |
0,93 |
SF6 |
0 |
|
Продолжение таблицы 7 |
|||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
|
CS2 |
0 |
SO2 |
1,61 |
LiClO4 |
7,84 |
|
HF |
1,91 |
BeCl2 |
0 |
CH4 |
0 |
|
HCl |
1,04 |
H2O2 |
2,1 |
CCl4 |
0 |
|
HBr |
0,79 |
Таблица 8
Константы диссоциации (Кд) некоторых электролитов в водных растворах при 18-250С
|
Электролиты |
Формула |
Кд |
|
1 |
2 |
3 |
|
Азотистая кислота |
HNO2 |
4,0 . 10-4 |
|
Азотная кислота |
HNO3 |
4,36 . 10 |
|
Алюминиевая (мета) кислота |
HAlO2 |
7 . 10-13 |
|
Борная (орто) кислота |
H3BO3 |
I 5,8 . 10-10 II 1,8 . 10-13 III 1,6 . 10-14 |
|
Борная (тетра) кислота |
H2B2O7 |
I 1 . 10-4 II 1 . 10-9 |
|
Бромистоводородная кислота |
HBr |
1 . 109 |
|
Водорода пероксид |
H2O2 |
2,63 . 10-12 |
|
Германиевая кислота |
H2GeO3 |
I 1,7. 10-9 II 1,9 . 10-13 |
|
Йодистоводородная кислота |
HI |
1 . 1011 |
|
Кремниевая (мета) кислота |
H2SiO3 |
I 2,2 . 10-10 II 1,6 . 10-12 |
|
Марганцовая кислота |
HMnO4 |
2 . 102 |
|
Молибденовая кислота |
H2MoO4 |
II 1 . 10-6 |
|
Мышьяковая (орто) кислота |
H3AsO4 |
I 5,89 . 10-3 II 1,05 . 10-7 III 3,89 . 10-12 |
|
Мышьяковая (орто) кислота |
H3AsO3 |
I 6 . 10-10 II 1,7 . 10-14 |
|
Продолжение таблицы 8 |
||
|
1 |
2 |
3 |
|
Оловянистая кислота |
H2SnO2 |
6 . 10-18 |
|
Оловянная кислота |
H2SnO3 |
4 . 10-10 |
|
Роданистоводородная кислота |
HCNS |
1,4 . 10-1 |
|
Свинцовистая кислота |
H2PbO2 |
2 . 10-16 |
|
Селенистая кислота |
H2SeO3 |
I 3,5 . 10-8 II 5 . 10-8 |
|
Селеновая кислота |
H2SeO4 |
I 1 . 103 II 1,2 . 10-2 |
|
Серная кислота |
H2SO4 |
I 1 . 103 II 1,2 . 10-2 |
|
Сернистая кислота |
H2SO3 |
I 1,58 . 10-2 II 6,31 . 10-8 |
|
Сероводородная кислота |
H2S |
I 6 . 10-8 II 1 . 10-14 |
|
Тиосерная кислота |
H2S2O3 |
I 2,2 . 10-1 II 2,8 . 10-2 |
|
Угольная кислота |
H2CO3 |
I 4,45 . 10-7 II 4,69 . 10-11 |
|
Фосфорная (орто) кислота |
H3PO4 |
I 7,52 . 10-3 II 6,31 . 10-8 |
|
Фосфористая (орто) кислота |
H3PO3 |
I 1,6 . 103 II 6,3 . 10-7 |
|
Фтористоводородная кислота |
HF |
6,61 . 10-4 |
|
Хлористоводородная кислота |
HCl |
1 . 107 |
|
Хлорноватистая кислота |
HClO |
5,01 . 108 |
|
Хромовая кислота |
HCrO4 |
I 1,10 . 10-2 II 6,31 . 10-8 |
|
Цианистоводородная (синильная) кислота |
HCN |
7,9 . 10-10 |
|
Уксусная кислота |
CH3COOH |
1,75 . 10-5 |
|
Муравьиная кислота |
HCOOH |
1,76 . 10-4 |
|
Гидроксид аммония |
NH4OH |
1,8 . 10-5 |
|
Продолжение таблицы 8 |
||
|
1 |
2 |
3 |
|
Гидроксид алюминия |
Al(OH)3 |
1,38 . 10-9 |
|
Гидроксид бария |
Ba(OH)2 |
2,3 . 10-1 |
|
Гидроксид железа (II) |
Fe(OH)2 |
II 1,3 . 10-4 |
|
Гидроксид железа (III) |
Fe(OH)3 |
II 1,82 . 10-11 III 1,31 . 10-12 |
|
Гидроксид кадмия |
Cd(OH)2 |
II 5 . 10-3 |
|
Гидроксид кальция |
Ca(OH)2 |
II 4,3 . 10-2 |
|
Гидроксид кобальта |
Co(OH)2 |
II 4 . 10-5 |
|
Гидроксид лантана |
La(OH)3 |
III 5,2 . 10-4 |
|
Гидроксид лития |
LiOH |
6,75 . 10-1 |
|
Гидроксид магния |
Mg(OH)2 |
II 2,5 . 10-3 |
|
Гидроксид марганца |
Mn(OH)2 |
II 5,0 . 10-4 |
|
Гидроксид меди |
Cu(OH)2 |
II 3,4 . 10-7 |
|
Гидроксид натрия |
NaOH |
5,9 |
|
Гидроксид никеля |
Ni(OH)2 |
II 2,5 . 10-5 |
|
Гидроксид свинца |
Pb(OH)2 |
9,6 . 10-4 |
|
Гидроксид скандия |
Sc(OH)3 |
III 7,6 . 10-10 |
|
Гидроксид хрома |
Cr(OH)3 |
III 1,02 . 10-10 |
|
Гидроксид цинка |
Zn(OH)2 |
II 4 . 10-5 |
Таблица 9
Растворимость солей и оснований в воде (Р- растворимое, М- малорастворимое, Н- практически не растворимое, прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой)
|
Анионы |
Катионы |
||||||||||||||||||
|
Li+ |
Na+, K+ |
NH4+ |
Cu2+ |
Ag+ |
Mg2+ |
Ca2+ |
Sr2+ |
Ba2+ |
Zn2+ |
Hg2+ |
Al3+ |
Sn2+ |
Pb2+ |
Bi3+ |
Cr3+ |
Mn2+ |
Fe3+ |
Fe2+ |
|
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
|
Cl - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
Продолжение таблицы 9 |
|||||||||||||||||||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
|
Br - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
I - |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Р |
- |
Р |
|
NO3 - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
|
CH3COO - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
- |
- |
Р |
- |
Р |
|
S2 - |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
- |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
|
SO32 - |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
SO42 - |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
М |
Н |
Н |
Р |
- |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
CO32 - |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
SiO42 - |
Р |
Р |
- |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
|
CrO43 - |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Р |
М |
М |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Р |
Н |
- |
- |
|
PO43 - |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
|
OH - |
Р |
Р |
Р |
Н |
- |
Н |
М |
М |
Р |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Таблица 10
Основные классы неорганических веществ
|
Вещества |
Классификация веществ |
Примеры |
|
1 |
2 |
3 |
|
Простые |
Металлы (85 элементов) s - элементы (кроме H, He) p – элементы Al, Ga, Ln, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi. d - элементы f - элементы Неметаллы (22 элемента) s - элементы (H, He) p –элементы B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te. галогены благородные газы |
|
|
Сложные |
Бинарные |
|
|
Продолжение таблицы 10 |
||
|
1 |
2 |
3 |
|
соединения гидриды карбиды нитриды оксиды сульфиты галиды Соли средние кислые (гидро-) основные (гидроксо-) Гидроксиды кислоты амфолиты (амфотерные) основания |
LiH, NaH, CaH2, BaH2 Be2C, CaC2, Al4C3 Na3N, Mg3N2, Si3N4 Na2O, CaO, Al2O3 K2S, ZnS, Fe2S3 NaCl, BaCl2, FeCl3 NaNo3, Al2(SO4)3, K3PO4 NaHSO4, KH2PO4, Ca(H2PO4)2 MgOHCl, (CuOH)2SO4, Fe(OH)2Cl HNO3, H2SO4, H3PO4 Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2 H2ZnO2, H3AlO3, H2BeO2 KOH, Ba(OH)2, Ni(OH)3 |
Таблица 11
Взаимосвязь простых веществ, оксидов, оснований и кислот (реакции солеобразования)
|
1 |
Металл + кислота → соль + водород Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 |
|
2 |
Металл + неметалл → соль бескислородной кислоты 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
3 |
Металл (1) + соль (1) → соль (2) + металл (2) Fe + CuCl2 =FeCl2 + Cu |
|
4 |
Основной оксид + кислотный оксид → соль BaO + SO3 = BaSO4 |
|
5 |
Основной оксид + кислота → соль + вода BaO + 2HCl = BaCl2 + Y2O |
|
6 |
Основание + кислота → соль + вода (реакция нейтрализации) Ba(OH)2 +_ 2HCl = BaCl2 + 2H2O |
|
7 |
Основание + кислотный оксид → соль + вода Ba(OH)2 + SO3 = BaSO4 + H2O |
|
Продолжение таблицы 11 |
|
|
8 |
Основание (1) + соль (1) → соль (2) + основание (2) Ba(OH)2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KOH |
|
9 |
Соль (1) + кислота (1) → соль (2) + кислота (2) BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl |
|
10 |
Соль (1) + соль (2) → соль (3) + соль (4) BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl |
Таблица 12
Некоторые термодинамические функции при 298 К (250С), 100 кПа
|
Вещество |
∆Р0, кДж/моль |
S0, Дж/моль ∙ град |
∆G0, кДж/моль |
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
Fe(к) |
0 |
27,15 |
0 |
|
Fe2O3 (к) |
-822,2 |
89,96 |
-740,3 |
|
Al2O3(к) |
-1676 |
49,9 |
-1582 |
|
Pb(к) |
0 |
64,9 |
0 |
|
Pb (NO3)2 |
-446 |
21,32 |
-251 |
|
B2O3 (к) |
-1272,8 |
53,85 |
|
|
MgO(к) |
-601,8 |
26,94 |
-569,8 |
|
MgCO3(к) |
-1096,21 |
65,69 |
-1029,3 |
|
CaCO3(к) |
-1206 |
92,9 |
-1128,8 |
|
BaCO3(к) |
-1202 |
112,1 |
-1164,8 |
|
KCl(к) |
-427,1 |
81,02 |
-400,16 |
|
KClO3(к) |
-391,2 |
142,97 |
-291,1 |
|
KClO4(к) |
148,01 |
-294,38 |
|
|
Si(к) |
0 |
18,72 |
0 |
|
SiO2 (α-кварц) |
-910,0 |
42,09 |
-856,7 |
|
Продолжение таблицы 12 |
|||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
WO3(к) |
81,59 |
-746,3 |
|
|
S(моноклиническая) |
+0,3 |
32,55 |
|
|
S (ромбическая) |
0 |
106,6 |
0 |
|
H2S(г) |
-20,9 |
205,64 |
-33,6 |
|
C(алмаз) |
+1,897 |
2,38 |
2,83 |
|
C(графит) |
0 |
5,74 |
0 |
|
CO((г) |
-110,5 |
197,91 |
-137,1 |
|
CO2(г) |
-393,5 |
213,65 |
-394,4 |
|
CH4(г) |
-74,9 |
186,1 |
-50,8 |
|
C2H2(г) |
+226,8 |
200,82 |
+208,4 |
|
C2H4(г) |
+52,3 |
219,45 |
+68,2 |
|
C2H6(г) |
-84,67 |
224,9 |
-32,23 |
|
C6H6(г) |
+82,93 |
269,2 |
+127,1 |
|
C6H6(ж) |
-49,04 |
173,2 |
|
|
Cl2 (г) |
0 |
223,0 |
0 |
|
F2 ,(г) |
0 |
198,65 |
0 |
|
H2(г) |
0 |
130,6 |
0 |
|
H2O(г) |
-241,8 |
188,72 |
-228,6 |
|
H2O(ж) |
-285,8 |
69,94 |
-237,2 |
|
HCl(г) |
-91,8 |
186,68 |
-94,8 |
|
HBr(г) |
-34,1 |
198,4 |
-51,3 |
|
Hl(г) |
+26,6 |
206,3 |
+1,8 |
|
HF(г) |
-265,61 |
170,19 |
-267,73 |
|
COCl2(г) |
-223,0 |
289,2 |
-206,23 |
|
NH4Cl(к) |
-314,2 |
94,5 |
-203,2 |
|
N2(г) |
0 |
191,49 |
0 |
|
Продолжение таблицы 12 |
|||
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
NH3(г) |
-46,2 |
192,5 |
-16,7 |
|
NO(г) |
+90,2 |
210,2 |
+86,6 |
|
NO2(г) |
+33,89 |
240,46 |
+51,5 |
|
N2O(г) |
+82,0 |
220,2 |
+104,1 |
|
O2(г) |
0 |
205,03 |
0 |
|
SO2(г) |
-296,9 |
243,13 |
-300,2 |
|
SO3(г) |
-395,8 |
251,49 |
-371,2 |
Таблица 13
Некоторые характеристики веществ при 298 К
|
Вещество |
Энергия кристал-лической решетки, кДж/моль |
Температура плавления, 0С |
Плотность, г/см3 |
Электропроводность, ом .см-1 |
Теплопроводность |
|
Ag Cu Au Al Na Mg Mo W Zn Co C (алмаз) S NaCl |
288 340 344 310 109 150 651 842 131 440 480 - 770 |
961 1083 2063 660 98 651 2620 3370 420 1495 3500 113 801 |
10,50 8,92 19,30 2,70 0,97 1,74 10,20 19,30 7,14 8,9 3,51 2,07 2,16 |
6,3·105 6,0·105 6,0·105 3,8·105 2,4·105 2,2·105 1,3·105 1,8·105 1,7·105 1,6·105 1,0·10-14 1,0·10-17 1,0·10-17 |
4,23 4,18 2,93 2,09 1,34 1,59 1,46 1,67 1,13 0,67 0,04 - - |
48
Таблица 14
Произведения растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 250С
|
Электролит |
ПР |
Электролит |
ПР |
|
1 |
2 |
3 |
4 |
|
AgBr AgCl Ag2CrO4 AgI Ag2S Ag2SO4 BaCO3 BaCrO4 BaSO4 CaCO3 CaC2O4 CaF2 CaSO4 Ca3(PO4)2 Cd(OH)2 CdS |
6 . 10-13 1,8 . 10-10 4 . 10-12 1,1 . 10-16 6 . 10-50 2 . 10-5 5 . 10-9 1,6 . 10-10 1,1 . 10-10 5 . 10-9 2 . 10-9 4 . 10-11 1,3 . 10-4 1 . 10-29 2 . 10-14 7,9 . 10-27 |
Cu(OH)2 CuS Fe(OH)2 Fe(OH)3 FeS HgS MnS PbBr2 PbCl2 PbCrO4 PbI2 PbS PbSO4 SrSO4 Zn(OH)2 ZnS |
2,2 . 10-20 6 . 10-36 1 . 10-15 3,8 . 10-38 5 . 10-18 1,6 . 10-52 2,5 . 10-10 9,1 . 10-6 2 . 10-5 1,8 . 10-14 8,0 . 10-9 1 . 10-27 1,6 . 10-8 3,2 . 10-7 1 . 10-17 1,6 . 10-24 |
Для заметок
50
Для заметок
51
Составитель Заглядимова Н.В.
Химия
Методические указания к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов заочной формы обучения
Печатается по решению редакционно-издательского
совета НГИЭИ в авторской редакции
Сдано в набор ____ Подписано в печать______
Формат_____Усл. печ.. л._____ Тираж_____экз. Заказ______
Издательство НГИЭИ, 606340 г. Княгинино, ул. Октябрьская 22
Отпечатано в типографии НГИЭИ
606340 Нижегородская область, г. Княгинино, ул.Октябрьская 22
38
37
39
42
44
45
49
36
40
43
46
47
3
32
41