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 6
Р.Х. Кудашев
Методическое пособие для выполнения контрольной работы
у студентов заочной формы обучения
направлений подготовки
270800 Строительство
110800 Агроинженерия
140100 Теплоэнергетика и теплотехника
190600 Эксплуатация транспортно-технологических машин и комплексов
Издательство БГАУ
УДК 54 (07)
ББК 24 (я7)
К 88
Печатается по решению редакционно-издательского совета БашГАУ
Авторы: Р.Х. Кудашев
Рецензент: Ю.Н. Чернышенко
К 88 Химия. Методическое пособие /Р.Х. Кудашев, – Уфа: БашГАУ, 2012.
ISBN 5-7456-0099-3
Методическое пособие предназначено для самостоятельного изучения химии и выполнения заданий для контрольных работ.
Учебное пособие предназначено для закрепления теоретического материала и формирования практических навыков при изучении дисциплины «Химия». Каждый раздел включает краткое теоретическое введение, контрольные вопросы.
Учебное пособие разработано в соответствии с требованиями, предъявляемыми ФГОС ВПО 2010 г. по направлениям: «Агроинженерия», «Эксплуатация наземного транспорта», «Строительство», «Теплоэнергетика и теплотехника».
УДК 54 (07)
ББК 24 (я7)
ISBN 5-7456-0099-3 Кудашев Р.Х., 2012
1 Задания и методические указания по выполнению контрольной работы……7
2 Периодическая система элементов Д.И. Менделеева………………………….9
3 Энергетика химических процессов (термохимические расчеты)……………..14
4 Химическое сродство…………………………………………………………….22
5 Химическая кинетика и химическое равновесие………………………………31
6 Способы выражения концентрации растворов…………………………………37
7 Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена………………………………41
8 Окислительно-восстановительные реакции……………………………………45
9 Электродные потенциалы и электродвижущие силы………………………….49
10 Электролиз………………………………………………………………………55
11 Коррозия металлов……………………………………………………………..59
12 Органические соединения, полимеры…………………………………………63
Библиография………………………………………………………………………69
Курс общей химии включает в себя материал, необходимый для формирования у будущих высококвалифицированных специалистов – инженеров и экономистов сельского хозяйства химического мышления, которое в дальнейшем поможет им решать разнообразные производственные и исследовательские задачи.
Необходимо, чтобы студент-заочник, изучая курс общей химии, обращал особое внимание на те разделы и даже отдельные вопросы курса, которые ближе всего отвечают профилю избранной им специальности: самопроизвольное протекание химических реакций, управление химическими процессами изменением скорости химической реакции и смещением химического равновесия, окислительно-восстановительные реакции, коррозию металлов и способы защиты от коррозии, полимеры и др.
Настоящие методические указания составлены в соответствии с программой курса химии. Основной формой учебы студента-заочника является самостоятельная работа с рекомендуемой литературой.
В связи с этим главная задача методических указаний – оказание помощи обучающимся в освоении, систематизации и закреплении знаний по изучаемой дисциплине. Приступая к изучению курса целесообразно вначале ознакомиться с программой по химии.
В соответствии с учебным планом каждый студент должен выполнить одну контрольную работу, являющуюся результатом самостоятельной проработки курса.
Своевременно представленная в отдел заочного обучения контрольная работа служит основанием для вызова студента на лабораторно-экзаменационную сессию. Во время сессии после прослушивания лекций и выполнения лабораторных работ на экзамене студент проходит собеседование по материалу контрольной работы и сдает экзамен по всему курсу.
Контрольную работу следует писать аккуратно, разборчиво. Для замечаний рецензента необходимо оставлять поля. Условие задачи необходимо записывать полностью и указывать номера задач в соответствии с контрольным заданием.
Ход решения задач и все расчеты должны быть доведены до конца. Неряшливо или не полностью выполненная контрольная работа будет возвращена студенту.
Получив рецензию, студент должен внимательно ознакомиться со всеми замечаниями и указаниями преподавателя. Доработку неправильно выполненных задач необходимо проделать в конце тетради.
Если задача не получается, то нужно вернуться к учебнику. По неясным вопросам студент может получить консультацию в университете.
|
Последние две цифры шифра |
Номера задач для контрольной работы |
|
1 |
2 |
|
00 |
10, 30, 50, 70, 90, 110, 130, 150, 170, 190, 210, 230 |
|
01 |
1, 21, 41, 61, 81, 101, 121, 141, 161, 181, 201, 221 |
|
02 |
2, 22, 42, 62, 82, 102, 122, 142, 162, 182, 202, 202 |
|
03 |
3, 23, 43, 63, 83, 103, 123, 143, 163, 183, 203, 223 |
|
04 |
4, 24, 44, 64, 84, 104, 124, 144, 164, 184, 204, 224 |
|
05 |
5, 25, 45, 65, 85, 105, 125, 145, 165, 185, 205, 225 |
|
06 |
6, 26, 46, 66, 86, 106, 126, 146, 166, 186, 206, 226 |
|
07 |
7, 27, 47, 67, 87, 107, 127, 147, 167, 187, 207, 227 |
|
08 |
8, 28, 48, 68, 88, 108, 128, 148, 168, 188, 208, 228 |
|
09 |
9, 29, 49, 69, 89, 109, 129, 149, 169, 189, 209, 229 |
|
10 |
20, 40, 60, 80, 100, 120, 140, 160, 180, 200, 220, 240 |
|
11 |
11, 31, 51, 71, 91, 111, 131, 151, 171, 191, 211, 231 |
|
12 |
12, 32, 52, 72, 92, 112, 132, 152, 172, 192, 212, 232 |
|
13 |
13, 33, 53, 73, 93, 113, 133, 153, 173, 193, 213, 233 |
|
14 |
14, 34, 54, 74, 94, 114, 134, 154, 174, 194, 214, 234 |
|
15 |
15, 35, 55, 75, 95, 115, 135, 155, 175, 195, 215, 235 |
|
16 |
16, 36, 56, 76, 96, 116, 136, 156, 176, 196, 216, 236 |
|
17 |
17, 37, 57, 77, 97, 117, 137, 157, 177, 197, 217, 237 |
|
18 |
18, 38, 58, 78, 98, 118, 138, 158, 178, 198, 218, 238 |
|
19 |
19, 39, 59, 79, 99, 119, 139, 159, 179, 199, 219, 239 |
|
20 |
19, 32, 57, 76, 93, 114, 137, 151, 173, 198, 217, 237 |
|
21 |
1, 22, 43, 64, 85, 106, 127, 148, 171, 192, 213, 233 |
|
22 |
2, 23, 44, 65, 86, 107, 128, 149, 172, 193, 214, 234 |
|
23 |
3, 21, 46, 67, 88, 109, 131, 152, 174, 195, 215, 235 |
|
24 |
4, 25, 45, 66, 87, 110, 129, 147, 173, 196, 212, 232 |
|
25 |
5, 26, 47, 68, 89, 111, 130, 150, 175, 194, 211, 231 |
|
26 |
6, 27, 41, 61, 82, 101, 132, 151, 176, 191, 201, 221 |
|
27 |
7, 24, 42, 62, 81, 102, 133, 152, 177, 197, 202, 222 |
|
28 |
8, 29, 49, 63, 83, 103, 121, 142, 163, 184, 203, 223 |
|
29 |
9, 28, 50, 71, 92, 104, 122, 141, 178, 198, 204, 224 |
|
30 |
18, 33, 54, 78, 97, 118, 136, 157, 174, 193, 216, 236 |
|
31 |
10, 21, 42, 63, 84, 105, 126, 147, 168, 189, 220, 240 |
|
32 |
11, 22, 43, 64, 85, 106, 127, 148, 169, 190, 219, 239 |
|
33 |
12, 23, 44, 65, 86, 107, 128, 149, 170, 191, 218, 238 |
|
34 |
13, 24, 45, 66, 87, 108, 129, 150, 171, 192, 217, 237 |
|
35 |
12, 25, 46, 67, 88, 109, 130, 151, 172, 193, 216, 236 |
|
36 |
13, 26, 47, 68, 89, 110, 131, 152, 173, 194, 215, 235 |
|
37 |
14, 27, 48, 69, 90, 111, 132, 153, 174, 195, 214, 234 |
|
38 |
15, 28, 49, 70, 91, 112, 133, 154, 175, 196, 213, 233 |
|
39 |
16, 29, 50, 71, 92, 113, 134, 155, 176, 197, 212, 232 |
|
40 |
17, 37, 54, 76, 92, 113, 134, 159, 178, 192, 215, 235 |
|
41 |
17, 30, 51, 72, 93, 114, 135, 156, 177, 198, 211, 231 |
|
42 |
18, 31, 52, 73, 94, 115, 136, 157, 178, 199, 210, 230 |
|
43 |
19, 32, 53, 74, 95, 116, 137, 158, 179, 200, 209, 229 |
|
44 |
20, 33, 54, 75, 96, 117, 138, 158, 180, 190, 208, 228 |
|
Продолжение таблицы 1 |
|
|
1 |
2 |
|
46 |
2, 35, 56, 77, 98, 119, 140, 160, 178, 192, 206, 226 |
|
47 |
3, 36, 57, 78, 99, 118, 138, 159, 180, 193, 205, 225 |
|
48 |
4, 37, 58, 79, 100, 117, 139, 160, 179, 194, 204, 224 |
|
49 |
5, 38, 58, 79, 99, 116, 140, 159, 180, 195, 203, 223 |
|
50 |
16, 34, 55, 74, 94, 115, 138, 152, 172, 191, 212, 232 |
|
51 |
6, 39, 59, 80, 100, 120, 121, 141, 161, 181, 202, 222 |
|
52 |
7, 40, 60, 79, 81, 101, 122, 143, 164, 185, 201, 221 |
|
53 |
8, 21, 41, 61, 82, 103, 123, 142, 162, 182, 220, 240 |
|
54 |
9, 22, 42, 62, 83, 104, 124, 144, 163, 183, 218, 238 |
|
55 |
10, 23, 43, 63, 84, 105, 125, 145, 165, 184, 219, 239 |
|
56 |
11, 24, 44, 64, 85, 106, 125, 145, 164, 184, 217, 237 |
|
57 |
12, 25, 45, 65, 86, 107, 126, 146, 165, 185, 216, 236 |
|
58 |
13, 26, 46, 66, 87, 108, 127, 147, 166, 186, 215, 235 |
|
59 |
14, 27, 47, 67, 88, 109, 128, 148, 167, 187, 214, 234 |
|
60 |
15, 36, 56, 77, 95, 112, 133, 158, 176, 194, 211, 231 |
|
61 |
15, 28, 48, 68, 89, 110, 129, 149, 168, 188, 213, 233 |
|
62 |
16, 29, 49, 69, 90, 111, 130, 150, 169, 189, 212, 232 |
|
63 |
17, 30, 50, 70, 91, 112, 131, 151, 170, 190, 211, 231 |
|
64 |
18, 31, 51, 71, 92, 113, 132, 152, 171, 191, 210, 230 |
|
65 |
19, 32, 52, 72, 93, 114, 133, 153, 172, 192, 209, 229 |
|
66 |
20, 33, 53, 73, 94, 115, 134, 154, 173, 193, 208, 228 |
|
67 |
1, 39, 54, 74, 95, 116, 135, 155, 174, 194, 207, 227 |
|
68 |
2, 38, 55, 75, 96, 117, 136, 156, 175, 195, 206, 226 |
|
69 |
3, 37, 56, 76, 97, 118, 137, 157, 176, 196, 205, 225 |
|
70 |
14, 35, 51, 72, 93, 114, 135, 156, 175, 191, 213, 233 |
|
71 |
4, 36, 57, 77, 98, 119, 138, 158, 177, 197, 204, 224 |
|
72 |
5, 35, 58, 78, 99, 120, 139, 159, 178, 198, 203, 223 |
|
73 |
6, 34, 59, 79, 100, 118, 140, 160, 179, 199, 202, 222 |
|
74 |
7, 33, 60, 80, 99, 120, 139, 151, 180, 200, 201, 221 |
|
75 |
8, 32, 59, 79, 98, 119, 138, 152, 171, 192, 220, 240 |
|
76 |
9, 31, 58, 78, 97, 118, 137, 153, 172, 191, 210, 230 |
|
77 |
10, 30, 57, 77, 96, 117, 136, 154, 173, 192, 219, 239 |
|
78 |
11, 29, 56, 76, 95, 116, 135, 155, 174, 193, 218, 238 |
|
79 |
12, 28, 55, 75, 94, 115, 134, 156, 175, 194, 217, 237 |
|
80 |
13, 39, 58, 79, 91, 111, 131, 154, 171, 197, 214, 234 |
|
81 |
13, 27, 54, 74, 93, 114, 133, 157, 176, 195, 201, 221 |
|
82 |
14, 26, 53, 79, 93, 113, 132, 158, 177, 196, 206, 226 |
|
83 |
15, 25, 52, 72, 92, 112, 131, 159, 178, 197, 203, 223 |
|
84 |
16, 24, 51, 71, 91, 111, 130, 160, 179, 198, 207, 227 |
|
85 |
17, 23, 50, 70, 90, 110, 129, 151, 180, 199, 209, 229 |
|
86 |
18, 22, 49, 69, 89, 109, 128, 152, 171, 200, 202, 222 |
|
87 |
19, 21, 48, 68, 87, 108, 127, 153, 172, 191, 204, 224 |
|
88 |
20, 22, 47, 67, 87, 107, 126, 154, 173, 192, 205, 225 |
|
89 |
1, 23, 46, 66, 86, 106, 125, 155, 174, 193, 208, 228 |
|
90 |
12, 30, 51, 72, 93, 114, 135, 156, 177, 198, 218, 238 |
|
91 |
2, 24, 45, 65, 85, 105, 124, 156, 175, 194, 210, 230 |
|
92 |
3, 25, 44, 64, 84, 104, 123, 157, 176, 195, 211, 231 |
|
93 |
4, 26, 43, 63, 83, 103, 122, 158, 177, 196, 212, 232 |
|
Окончание таблицы 1 |
|
|
1 |
2 |
|
94 |
5, 27, 42, 62, 82, 102, 121, 159, 179, 197, 213, 233 |
|
95 |
6, 28, 41, 61, 81, 101, 130, 160, 180, 198, 214, 234 |
|
96 |
7, 29, 59, 70, 100, 119, 131, 150, 170, 199, 215, 235 |
|
97 |
8, 30, 58, 79, 99, 118, 138, 158, 178, 191, 216, 236 |
|
98 |
9, 31, 57, 78, 98, 117, 132, 159, 179, 192, 217, 237 |
|
99 |
10, 32, 56, 77, 97, 116, 133, 152, 180, 193, 218, 238 |
1.1 Строение атома
Каждая цифра в таблице Д.И. Менделеева имеет определенный физический смысл. Поэтому характеристики и схему строения атома любого элемента можно определить по положению его в таблице.
Пример 1. Составьте схему строения атома элемента №15.
Решение. Элемент №15 – фосфор, химический знак Р. Для элементов малых периодов главных подгрупп удобно пользоваться следующей схемой:
Таблица 2 Схема строения атома фосфора
|
Положение элемента в таблице |
Характеристики строения атома |
|
Порядковый номер 15 |
Число протонов в ядре 15 Заряд ядра +15 Общее число электронов 15 |
|
Номер периода 3 |
Число электронных слоев 3 |
|
Номер группы 5 |
Число электронов на внешнем слое 5 |
|
Подгруппа главная |
Высшая степень окисления +5 Низшая степень окисления -3 |
|
Схема строения: ядро атома Р + 15 |
Электронные оболочки атома Р I II III ) ) ) 2ē 8ē 5ē валентные электроны |
Пример 2. Скандий (Sc) расположен в 4 периоде третьей группы в побочной подгруппе. Его три валентных электрона распределены так: 2ē – на 4-м слое, а 1ē помещен вместе с восемью имеющимися на третьем слое.
Схема строения:
ядро атома Sc электронные слои атома Sc
I II III IV
) ) ) )
2ē 8ē 8ē + 1ē 2ē
валентные электроны
1.2 Контрольные вопросы
1-20. Составьте электронные формулы и представьте графически размещение электронов по квантовым ячейкам для указанных в таблице 2 элементов, соответствующих вашему заданию. Проанализируйте возможности разъединения спаренных электронов при возбуждении атомов с образованием валентных электронов в соответствии с теорией спин-валентности.
Таблица 3 Задания к номерам 1-20
|
№ задания |
Элементы |
№ задания |
Элементы |
|
1 |
углерод, скандий |
11 |
марганец, бор |
|
2 |
азот, титан |
12 |
фтор, медь |
|
3 |
кислород, ванадий |
13 |
цинк, натрий |
|
4 |
фтор, хром |
14 |
селен, кадмий |
|
5 |
алюминий, мышьяк |
15 |
олово, бериллий |
|
6 |
кремний, бром |
16 |
никель, йод |
|
7 |
фосфор, калий |
17 |
сера, германий |
|
8 |
сера, кальций |
18 |
кобальт, азот |
|
9 |
хлор, бериллий |
19 |
алюминий, криптон |
|
10 |
аргон, железо |
20 |
ванадий, теллур |
2 Периодическая система элементов
Д.И. Менделеева
Пример 1. Какую высшую степень и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
Решение. Высшую степень окисления элемента определяет номер группы периодической системы Д.И. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2np6).
Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня s2p3, s2p4 и s2p5. Ответ на вопрос см. в таблице 4.
Таблица 4 Степени окисления мышьяка, селена, брома
|
Элемент |
Степень окисления |
Соединения |
|
|
высшая |
низшая |
||
|
As |
+5 |
-3 |
H3AsO4, H3As |
|
Se |
+6 |
-2 |
SeO3, Na2Se |
|
Br |
+7 |
-1 |
KBrO4, KBr |
Пример 2. У какого из элементов четвертого периода – марганца или брома – сильнее выражены металлические свойства?
Решение. Электронные формулы данных элементов:
25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
35Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
Марганец – d-элемент VIIB-группы, а бром – p-элемент VIIA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а, следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не образуют элементарных отрицательных ионов.
Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а следовательно приобретают отрицательную степень окисления и даже образуют элементарные отрицательные ионы.
Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих p- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Следовательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.
Пример 3. Как зависят кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов от степени окисления атомов элементов их образующих? Какие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами)?
Решение. Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных к амфотерным и кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э–О и О–Н может протекать по двум типам:
Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислотному типу (II) протекает, если ЕО-Н ЕЭ-О (высокая степень окисления), и по основному типу (I), если ЕО-Н ЕЭ-О (низкая степень окисления). Если прочности связей О–Н и Э–О близки или равны, диссоциация гидроксила может одновременно протекать и по (I), и по (II) типам. В этом случае речь идет об амфотерных электролитах (амфолитах):
где Э – элемент;
n – его положительная степень окисления.
В кислой среде амфолит проявляет основной характер, а в щелочной среде – кислый характер:
Ge(OH)3 + 3 HCl = GeCl3 + 3 H2O
Ge(OH)3 + 3 NaOH = Na3GeO3 + 3 H2O
2.1 Контрольные вопросы
21. Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета-, ортогерманиевой кислот и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.
22. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s- и p-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
23. Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р-элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
24. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы водородного соединения германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически.
25. Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента.
26. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.
27. Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте исходя из строения атомов данных элементов.
28. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV).
29. У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.
30. Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
31. У какого из р-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов.
32. Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ba(OH)2 или Mg(OH)2; Ca(OH)2 или Fe(OH)2; Cd(OH)2 или Sr(OH)2?
33. Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: CuOH или Cu(OH)2; Fe(OH)2 или Fe(OH)3; Sn(OH)2 или Sn(OH)4? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида олова (II).
34. Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
35. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и азот? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
36. Хром образует соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).
37. Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить? Дайте мотивированный ответ.
38. Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементы аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?
39. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
40. Атомы каких элементов четвертого периода периодической системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э2О5? Какой их них дает газообразное соединение с водородом? Составьте формулы кислот, отвечающих этим оксидам, и изобразите их графически.
3 Энергетика химических процессов
(термохимические расчеты)
При решении задач этого раздела см. таблицу 5.
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией.
Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы - закона сохранения материи. Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение внутренней энергии U и на совершение работы A:
Q = U + A
Внутренняя энергия системы U - это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения 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 внутренней 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 конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс U = U2 – U1, где U -изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2 U1, то U > 0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях A - это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении A = pV, где V - изменение объема системы (V2 – V1). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса теплота:
QP = U + pV,
QP = (U2-U1) + p (V2-V1),
QP = (U2 + pV2) - (U1 + pV1).
Сумму U + pV обозначим через H, тогда:
QP = H2 – H1 = H
Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при р = const и T = const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. 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 (H) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; T = const), при котором V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:
QV = U
Теплоты химических процессов, протекающих при p, T = const и V, T = const, называют тепловыми эффектами.
При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и H<0 (H2H1), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и H>0 (H2H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через H.
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (H х.р..) равен сумме теплот образования Hобр продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
H х.р. = H 0прод - H 0исх (1)
Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС13 и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции.
Решение. Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими.
В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении QP, равные изменению энтальпии системы H. Значение H приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой.
Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г - газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно.
Если в результате реакции выделяется теплота, то H<0. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
РСl5(к) + Н2O(г) = РОС13 (ж)+2 НС1(г); H х.р. = -111,4 кДж.
Таблица 5 Стандартные теплоты (энтальпии) образования H0298
некоторых веществ
Вещество |
Состояние |
H0298, кДж/моль |
Вещество |
Состояние |
H0298, кДж/моль |
|
С2Н2 |
г |
+226,75 |
СН3ОН |
г |
-201,17 |
СS2 |
г |
+115,28 |
С2Н5ОН |
г |
-235,31 |
|
NO |
г |
+90,37 |
Н2O |
г |
-241,83 |
|
С6Н6 |
г |
+82,93 |
Н2O |
ж |
-285,84 |
|
С2Н4 |
г |
+52,28 |
NH4Cl |
к |
-315,39 |
|
Н2S |
г |
-20,15 |
СО2 |
г |
-393,51 |
|
NН3 |
г |
-46,19 |
Fe2О3 |
к |
-821,32 |
|
СН4 |
г |
-74,85 |
Са(ОН)2 |
к |
-986,50 |
|
С2Н6 |
г |
-84,67 |
Аl2O3 |
к |
-1669,80 |
НСl |
г |
-92,31 |
Fe3O4 |
к |
-1117,71 |
СО |
г |
-110,52 |
TiO2 |
к |
-912,1 |
Пример 2. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:
C2H6(г) + 31/2 O2 = 2 CO2(г) + 3 H2O(ж); H х.р. = -1559,87 кДж.
Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2(г) и Н2О(ж) (таблица 5).
Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 250С (298 К) и 1,013105 Па, и обозначают через H0298. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются и тепловой эффект обозначается через H. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид:
2С (графит)+3 Н2 (г) = С2Н6 (г); H = ?
исходя из следующих данных:
а) С2Н6 (г) + 31/2 О2 (г) = 2 СО2 (г) + 3 Н2О(ж); H = -1559,87 кДж;
б) С (графит) + О2 (г) = СО2 (г); H = - 393,51 кДж;
в) Н2 (г)+1/2 О2 = Н2О (ж); H = - 285,84 кДж.
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) - на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):
С2Н6 + 31/2 О2 – 2 С – 2 О2 – 3 Н2 – 3/2 О2 = 2 СО2 + 3 Н2О – 2 СО2 – 3 Н2О
H = -1559,87 - 2 (-393,51) – 3 (-285,84) = +84,67 кДж
H = -1559,87 + 787,02 + 857,52; С2Н6 = 2 С + 3 Н2;
H = +84,67 кДж.
Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то H0С2Н6 (г) = -84,67 кДж. К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:
Hх.р. = 2 Hсо2 + 3 Hн2о - Hс2н6 - 31/2 Hо2
Учитываем, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю:
Hс2н6 = 2 Hсо2 + 3 Hн2о - Hх.р.
Hс2н6 = 2 (-393,51) +3 (-285,84) +1559,87 = -84,67;
H0с2н6 = -84,67 кДж.
Пример 3. Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:
С2Н5ОН (ж) + 3О2 (г) = 2СО2 (г) + 3Н2О (ж); H = ?
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования) С2Н5ОН (ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С2Н5ОН (г), СО2 (г), Н2О (ж) (см. таблицу 5).
Решение. Для определения Н-реакции необходимо знать теплоту образования С2Н5ОН (ж). Последнюю находим из данных:
С2Н5ОН (ж) = С2Н5ОН (г); H = +42,36 кДж.
+42,36 = -235,31 - Hс2н5он (ж)
Hс2н5он (ж) = -235,31 - 42,36 = -277,67 кДж.
Вычисляем H реакции, применяя следствия из закона Гесса:
Hх.р. = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 кДж.
3.1 Контрольные вопросы
41. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe2O3 металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
Ответ: 2543,1 кДж.
42. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С2Н4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: -45,76 кДж.
43. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:
FeО (к) + СО (г) = Fe (к) + СO2 (г); H = -13,18 кДж.
СО (г) + 1/2 O2 (г) = СO2 (г); H = -283,0 кДж.
Н2 (г) + 1/2 O2 (г) = Н2O (г); H = -241,83 кДж.
Ответ: +27,99 кДж.
44. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод СS2 (г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: +65,43 кДж.
45. Напишите термохимическое уравнение реакции между СО (г) и водородом, в результате которой образуются СН4 (г) и Н2O (г). Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 67,2 л метана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 618,48 кДж.
46. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования NO? Вычислите теплоту образования NО исходя из следующих термохимических уравнений:
4 NН3 (г) + 5 O2 (г) = 4 NO (г) + 6 Н2O (ж); H = -1168,80 кДж.
4 NH3 (г) + 3 O2 (г) = 2 N2 (г) + 6 Н2O (ж); H = -1530,28 кДж.
Ответ: 90,37 кДж.
47. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78,97 кДж.
48. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите теплоту образования метана исходя из следующих термохимических уравнений:
Н2 (г) + 1/2 O2 (г) = Н2O (ж); H = -285,84 кДж,
С (к) + O2 (г) = СO2 (г); H = -393,51 кДж.
СН4 (г) + 2 O2 (г) = 2 Н2O (ж) + СО2 (г); H = -890,31 кДж.
Ответ: -74,88 кДж.
49. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя из следующих термохимических уравнений:
Са (к) + 1/2O2 (г) = СаО (к); H = -635,60 кДж.
Н2 (г) + 1/2O2 (г) = Н2O (ж); H = -285,84 кДж.
СаО (к) + Н2O (ж) = Са(ОН)2 (к); H = -65,06 кДж.
Ответ: -986,50 кДж.
50. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен -3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С6Н6 (ж).
Ответ: +49,03 кДж.
51. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С2Н2, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды? Ответ: 924,88 кДж.
52. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия? Ответ: 452,37 кДж.
53. Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением:
СН3ОН (ж) + 3/2 O2 (г) = СO2 (г) + 2Н2О (ж); H = ?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования СН3ОН (ж) равна +37,4 кДж. Ответ: -726,62 кДж.
54. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н5ОН (ж). Ответ: -277,67 кДж/моль.
55. Реакция горения бензола выражается термохимическим уравнением
С6Н6 (ж) + 71/2 O2 (г) = 6 СO2 (г) + 3 Н2О (г); H = ?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что мольная теплота парообразования бензола равна +33,9 кДж. Ответ: -3135,58 кДж.
56. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С2H6 (г), в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана в пересчете на нормальные условия? Ответ: 63742,86 кДж.
57. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:
4 NН3 (г) + 3 O2 (г) = 2 N2 (г) + 6 Н2О (ж); H = -1530,28 кДж.
Вычислите теплоту образования NH3 (г). Ответ: -46,19 кДж/моль.
58. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.
Ответ: -100,26 кДж/моль.
59. При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования C2H2.
Ответ: 226,75 кДж/моль.
60. При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из СаО (к) и Н2О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.
Ответ: -635,6 кДж.
При решении задач этого раздела см. таблицы 5-7.
Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.
Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н; с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая - с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.
Энтропия S, так же, как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, ослаблении при разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. - ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (S) зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояния и не зависит от пути процесса:
S х.р. = S 0прод - S 0исх (2)
S = S2 – S1. Если S2S1, то S0. Если S2S1, то S0.
Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ТS. Энтропия выражается в Дж/(моль К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (ТS). При р = const и T = const общую движущую силу процесса, которую обозначают G, можно найти из соотношения:
G = (H2-H1) – Т(S2-S1); G = H - TS
Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом, или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (G), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому:
Gх.р. = G 0прод - G 0исх (3)
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения G. Если G0, процесс принципиально осуществим; если G>0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором G = 0 и H = TS.
Из соотношения G = H - TS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых H>0 (эндотермические). Это возможно, когда S>0, но |TS| > |H|, и тогда G<0. С другой стороны, экзотермические реакции (H<0) самопроизвольно не протекают, если при S<0 окажется, что G>0.
Таблица 6 Стандартная энергия Гиббса образования G0298
некоторых веществ
|
Вещество |
Состояние |
G0298, кДж/моль |
Вещество |
Состояние |
G0298, кДж/моль |
|
ВаСО3 |
к |
-1138,8 |
ZnO |
к |
-318,2 |
|
СаСО3 |
к |
-1128,75 |
FeО |
к |
-244,3 |
|
Fe3O4 |
к |
-1014,2 |
Н2О |
ж |
-237,19 |
|
ВеСО3 |
к |
-944,75 |
H2O |
г |
-228,59 |
СаО |
к |
-604,2 |
РbO2 |
к |
-219,0 |
|
ВеО |
к |
-581,61 |
СО |
г |
-137,27 |
|
ВаО |
к |
-528,4 |
СН4 |
г |
-50,79 |
|
СО2 |
г |
-394,38 |
NО2 |
г |
-51,81 |
|
NaCl |
к |
-384,03 |
NО |
г |
+86,69 |
|
NaF |
к |
-541,0 |
С2Н2 |
г |
+209,20 |
Пример 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или в парообразном при той же температуре?
Решение. Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем 1 моль газа гораздо больше, чем объем 1 моль кристаллического вещества; возможность хаотичного движения молекул газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры 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) 2 СО (г) + 2 Н2 (г)
Решение. Для ответа на вопрос следует вычислить G0298 прямой реакции. Значения G0298 соответствующих веществ приведены в таблице 6. Зная, что G есть функция состояния и что G для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны нулю, находим G0298 процесса:
G0298 = 2 (-137,27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = +170,63 кДж.
То что G0298>0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1,013105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).
Пример 3. На основании стандартных теплот образования (таблица 5) и абсолютных стандартных энтропий веществ (таблица 7) вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г)
Решение. G0 = Н0 -ТS0; Н и S - функции состояния, поэтому:
Н0хр = Н0прод - Н0исх; S0хр = S0прод - S0исх
Н0хр = (-393,51 + 0) - (-110,52 - 285,84) = +2,85 кДж;
S0хр = (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж/(мольК)
G0 = +2,85 - 2980,07639 = -19,91 кДж.
Пример 4. Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению:
Fe2O3 (к) + 3 Н2 (г) = 2 Fе (к) + 3 Н2O (г); Нхр = +96,61 кДж.
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S = 0,1387 кДж/(мольК)? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?
Решение. Вычисляем G0 реакции:
G0 = Н0 -ТS0 = 96,61 - 2980,1387 = +55,28 кДж,
Так как G0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой G = 0:
Следовательно, при температуре 696,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.
Пример 5. Вычислите H0, S0 и G0т реакции, протекающей по уравнению Fe2O3 (к) + 3 С = 2 Fe + 3 СО (г). Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температуре: 500 или 1000 К?
Решение.
H0хр = [3 (-110,52) + 20] – [-882,10 + 30] = -331,56 - 882,10 = +490,54 кДж;
S0хр = (2/27,2 + 3197,91) - (89,96 + 35,69) = 541,1 Дж/К = 0,5411 кДж/К.
Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения G0T = Н0 -ТS0:
G0500 = 490,54 - 5000,5411 = +219,99 кДж
G01000 = 490,54 - 10000,5411 = -50,569 кДж
Так как G500>0, а G1000<0, то восстановление Fe2O3 углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.
Таблица 7 Стандартные абсолютные энтропии S0298 некоторых веществ
|
Вещество |
Состояние |
S0298 , Дж/(мольК) |
Вещество |
Состояние |
S0298 , Дж/(мольК) |
|
С |
Алмаз |
2,44 |
Н2О |
г |
188,72 |
|
С |
Графит |
5,69 |
N2 |
г |
191,49 |
|
Fe |
к |
27,2 |
NH3 |
г |
192,50 |
|
Ti |
к |
30,7 |
СО |
г |
197,91 |
|
S |
Ромб. |
31,9 |
C2H2 |
г |
200,82 |
|
TiO2 |
к |
50,3 |
O2 |
г |
205,03 |
|
FeO |
к |
54,0 |
H2S |
г |
205,64 |
|
H2O |
ж |
69,94 |
NO |
г |
210,20 |
|
Fe2O3 |
к |
89,96 |
CO2 |
г |
213,65 |
|
NH4Cl |
к |
94,5 |
C2H4 |
г |
219,45 |
|
CH3OH |
ж |
126,8 |
Cl2 |
г |
222,95 |
|
Н2 |
г |
130,59 |
NO2 |
г |
240,46 |
|
Fe3O4 |
к |
146,4 |
PCl3 |
г |
311,66 |
|
СН4 |
г |
186,19 |
РСl5 |
г |
352,71 |
|
НС1 |
г |
186,68 |
4.1 Контрольные вопросы
61. Вычислите G0298 для следующих реакций:
а) 2 NaF (к) + Сl2 (г) = 2 NаС1 (к) + F2 (г);
б) РbО2 (к) + 2 Zn (к) = Рb (к) + 2 ZnO (к).
Можно ли получить фтор по реакции (a) и восстановить РbО2 цинком по реакции (б)? Ответ: +313,94 кДж: -417,4 кДж.
62. При какой температуре наступит равновесие системы:
4 НС1 (г) + O2 (г) 2 Н2О (г)+2 С12 (г); Н = -114,42 кДж?
Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах? Ответ: 891 К.
63. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению:
Fe3O4 (к) + СО (г) = 3 FeO (к) + CO2
Вычислите G0298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно S0298 в этом процессе? Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/мольК.
64. Реакция горения ацетилена идет по уравнению:
С2Н2 (г) + 5/2 О2 (г) = 2 СО2 (г) + Н2О (ж)
Вычислите G0298 и S0298. Объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции. Ответ: -1235,15 кДж; -216,15 Дж/(мольК).
65. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите S0298 для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.
Ответ: а) 118,78 Дж/(мольК); б) -3,25 Дж/(мольК).
66. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция:
Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж); Н = -2,85 кДж?
Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите G0298 этой реакции. Ответ: +19,91 кДж.
67. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:
2 NO (г) + O2 (г) 2 NO2 (г)
Ответ мотивируйте, вычислив G0298 прямой реакции. Ответ: -69,70 кДж.
68. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ, вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
NН3 (г) + НС1 (г) = NН4С1 (к)
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?
Ответ: -92,08 кДж.
69. При какой температуре наступит равновесие системы:
СО (г) + 2 Н2 (г) СН3ОН (ж); Н = -128,05 кДж?
Ответ: 385,5 К.
70. При какой температуре наступит равновесие системы.
СН4 (г) + СO2 (г) = 2 СО (г) + 2Н2 (г); Н = 247,37 кДж?
Ответ: 961,9 К.
71. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
4 NН3 (г) + 5 O2 (г) = 4 NO (г) + 6 Н2O (г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -957,77 кДж.
72. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
СО2 (г) + 4 Н2 (г) = СН4 (г) + 2 Н2О (ж).
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -130,89 кДж.
73. Вычислите H0, S0 и G0т реакции, протекающей по уравнению:
Fe2О3 (к) + 3 Н2 (г) = 2 Fe (к) + 3 Н2O (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe2О3 водородом при температурах 500 и 2000 К? Ответ: +96,61 кДж; 138,83 Дж/мольК; 27,2 кДж; -181,05 кДж.
74. Какие из карбонатов: СаСО3, ВеСО3 или ВаСО3 - можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив G0298 реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.
75. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
СО (г) + 3 Н2 (г) = СН4 (г) + Н2О (г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -142.16 кДж.
76. Вычислите H0, S0 и G0т реакции, протекающей по уравнению:
ТiO2 (к) + 2 С (к) = Тi (к) + 2 СО (г)
Возможна ли реакция восстановления ТiO2 углеродом при температурах 1000 и 3000 К? Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/мольК; +358,02 кДж; -371,66 кДж.
77. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
С2Н4 (г) + 3 О2 (г) = 2 СО2 (г) + 2 Н2О (ж)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -1331,21 кДж.
78. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe3O4, протекающая по уравнению:
Fe3O4 (к) + СО (г) = 3 FeO (к) + СO2 (г); H = 34,55 кДж.
Ответ: 1102,4 К.
79. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению:
РС15 (г) = РС13 (г) + С12 (г); H = +92,59 кДж.
Ответ: 509 К.
80. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:
2 СН4 (г) = С2Н2 (г) + 3 Н2 (г);
N2 (г) + 3 Н2 (г) = 2 NН3 (г);
С (графит) + O2 (г) = СO2 (г).
Почему в этих реакциях S0298 >0; 0; = 0? Ответ: 220,21 Дж/мольК; 2198,26 Дж/мольК; 2,93 Дж/мольК.
5 Химическая кинетика и равновесие
Кинетика - учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство G0р,Т<0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, G0298, H2O(г) = -228,59 кДж/моль, а G0298 Al2O3(к) = -313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1,013105 Па возможны реакции, идущие по уравнениям:
Н2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2О (г) (1)
2 А1 (к) + 3 О2 (г) = 2 А12О3 (к) (2)
Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализаторов (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический «тормоз», и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых - концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.
Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:
2 SO2 (г) + О2 (г) 2 SO3 (г)
если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а, [О2] = b, [SO3] = с. Согласно закону действия масс, скорости прямой и обратной реакции до изменения объема Vпр = kа2b; Vобр = k1с2.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3а, [O2] = 3 b; [SO3] = 3с. При новых концентрациях скорости V прямой и обратной реакции:
Vпр = k(3а)2 (3b) = 27 ka2 b; Vобр = k1 (3с)2 = 9 k1 с2. Отсюда:
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной -только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 700 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
Следовательно, скорость реакции Vт2, при температуре 700 С больше скорости реакции Vт1, при температуре 300 С в 16 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:
СО (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г)
при 8500 С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]исх= 3 моль/л, [Н2О]исх=2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
Vпр = k1[CO][H2O]; Vобр = k2[CO2][H2];
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение КР входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО2]Р = х моль/л. Согласно уравнению системы, число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:
[СО2]Р = [Н2]Р = х моль/л; [СО]Р = (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 -3х + х2 , 5х = 6, х = 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СO2]р = 1,2 моль/л;
[Н2]р = 1,2 моль/л;
[СО]р = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л;
[Н2O]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) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - РСl5?
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС15 эндотермическая (Н>0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РС15 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС15, так и уменьшением концентрации РС13 или С12.
5.1 Контрольные вопросы
81. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:
а) S (к) + O2 = SO2 (г); б) 2 SO2 (г) + O2 (г) = 2 SO3 (г).
Как изменятся скорости реакций а и б, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?
82. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N2 + 3 Н2 2 NН3. Как изменится скорость прямой реакции - образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?
83. Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2 NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N2] = 0,049 моль/л; [O2] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NО] = 0,005 моль/л. Ответ: [N2] = 0,0465 моль/л; [O2] = 0,0075 моль/л.
84. Реакция идет по уравнению N2 + 3 Н2 = 2NН3. Концентрации 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: [NН3] = 0,70 моль/л; [Н2] = 0,60 моль/л.
85. Реакция идет по уравнению Н2 + I2 = 2 HI. 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: 3,210 -4; 1,9210 -4.
86. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 800 С. Температурный коэффициент скорости реакции 3.
87. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 600С, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?
88. В гомогенной системе СО + Cl2 COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО] = 0,2 моль/л; [С12] = 0,3 моль/л; [СОС12] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО. Ответ: Кр = 20; [С12]исх = 1,5 моль/л; [СО]исх = 1,4 моль/л.
89. В гомогенной системе А + 2В С равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Ответ: Кр = 2,5; [А]исх = 0,276 моль/л; [В]исх = 0,552 моль/л.
90. В гомогенной газовой системе А + В С + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0,05 моль/л и [С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.
Ответ: [А]исх = 0,22 моль/л; [В]исх = 0,07 моль/л.
91. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2 N2O = 2 N2 + О2, равна 510 –4. Начальная концентрация N2O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50% N2O. Ответ: 1,810 -2; 4,510 -3.
92. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы СO2 + С 2 СО. Как изменится скорость прямой реакции - образования СО, если концентрация СО2 уменьшится в 4 раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?
93. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы
С + Н2O (г) СО + Н2. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции - образования водяных паров?
94. Равновесие гомогенной системы:
4 НС1 (г) + O2 2 Н2О (г) +2 С12 (г)
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ [Н2O]Р = 0,14 моль/л; [С12]Р = 0,14 моль/л; [НС1]Р = 0,20 моль/л; [О2]Р =0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Ответ: [НС1]исх = 0,48 моль/л; [О2]исх = 0,39 моль/л.
95. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы:
СО (г) + Н2О (г) СО2 (г) + Н2 (г),
если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]Р = 0,004 моль/л; [Н2О]Р = 0,064 моль/л; [СО2]Р = 0,016 моль/л; [Н2]Р = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО? Ответ: К = 1; [Н2О]исх = 0,08 моль/л; [СО]исх = 0,02 моль/л.
96. Константа равновесия гомогенной системы:
СО (г) + Н2О (г) СО2 + Н2 (г)
при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех 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; [Н2О]Р = 0,32 моль/л; [СО]Р = 0,02 моль/л.
97. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3 Н2 2 NН3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Ответ: [N2]Р = 8 моль/л; [N2]исх = 8,04 моль/л.
98. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы
2 NО + O2 2 NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO]Р = 0,2 моль/л; [О2]Р = 0,1 моль/л; [NO2]Р = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и О2. Ответ: K = 2,5; [NO]исх = 0,3 моль/л; [О2]исх = 0,15 моль/л.
99. Почему при изменении давления смещается равновесие системы
N2 + 3 Н2 2 NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2 2 NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.
100. Исходные концентрации [NO]исх и [Cl2]исх в гомогенной системе
2 NO + С12 2 NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NО. Ответ: 0,416.
Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.
Пример 1. Вычислите: а) массовую долю вещества в процентах (С%); б) молярную (СМ); в) молярную концентрацию эквивалентов (СН); г) моляльную (См) концентрации раствора Н3РО4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 мл воды, если плотность его 1,031 г/мл. Чему равен титр Т этого раствора?
Решение: а) массовая доля вещества в процентах показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 мл воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора
18 + 282 = 300 г и, следовательно,
б) мольно-объемная концентрация, или молярность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения:
Молярность раствора получим делением числа граммов Н3РО4 в 1 л раствора на мольную массу Н3РО4 (98 г/моль):
СМ = 61,86 / 98 = 0,63 М;
в) молярная концентрация эквивалента, или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Так как эквивалентная масса Н3РО4 = М/3 = 98/3 = 32,66 г/моль, то СН = 61,86/32,66 = 1,89 н;
г) мольно-массовая концентрация, или моляльность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 100 г растворителя. Массу Н3РО4 в 1000 г растворителя находим из соотношения:
Отсюда См = 63,83/98 = 0,65 м
Титром раствора называется число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то Т = 61,86/1000 = 0,06186 г/мл.
Зная нормальность раствора и эквивалентную массу (mЭ) растворенного вещества, титр легко найти по формуле:
Т = СН mЭ/1000.
Пример 2. На нейтрализацию 50 мл раствора кислоты израсходовано 25 мл 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т. е.
V1/V2 = СН 2/СН 1 или V1CН 1 = V2CH 2
50 СH 1 = 250,5, откуда СH 1 = 250,5/50 = 0,25 н.
Пример 3. К 1л 10%-ного раствора КОН (пл. 1,092 г/мл) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (пл. 1,045 г/мл). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.
Решение. Масса 1 л 10%-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится 109210/100 = 109,2 г КОН. Масса 0,5 л 5%-ного раствора 10450,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится 522,55/100 = 26,125 г КОН.
В общем объеме полученного раствора (2 л) содержание КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора СМ = 135,325/256,1 = 1,2 М, где 56,1 г/моль - мольная масса КОН.
Пример 4. Какой объем 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/мл потребуется для приготовления 3 л 0,4 н раствора?
Решение. Эквивалентная масса Н2SO4 - М/2 = 98,08/2 = 49,04 г/моль. Для приготовления 3 л 0,4 н раствора требуется 49,040,43 = 58,848 г Н2SO4. Масса 1 мл 96%-ной серной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится 1,8496/100 = 1,766 г Н2SO4.
Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н раствора надо взять 58,848:1,766 = 33,32 мл этой кислоты.
6.1 Контрольные вопросы
101. Вычислите молярную и моляльную концентрацию эквивалента 20%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/мл. Ответ: 2,1 М; 4,2 н.
102. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NаОН плотностью 1,328 г/мл? К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите массовую долю полученного раствора. Ответ: 9,96 н; 6,3%.
103. К 3 л 10%-ного раствора НNО3 плотностью 1,054 г/мл прибавили 5 л 2%-ного раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/мл. Вычислите массовую долю в процентах и молярную концентрацию полученного раствора, объем которого равен 8 л. Ответ: 5,0%; 0,82 М.
104. Вычислите эквивалентную и моляльную концентрации 20,8%-ного раствора НNO3 плотностью 1,12 г/мл. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора? Ответ: 3,70 н; 4,17 м; 931,8 г.
105. Вычислите молярную, эквивалентную и моляльную концентрации 16%-ного раствора AlCl3 плотностью 1,149 г/мл. Ответ: 1,38 М; 4,14 н; 1,43 м.
106. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 мл 0,3 н раствора Н2SO4 прибавить 125 мл 0,2 н раствора КОН? Ответ: 0,14 г КОН.
107. Для осаждения в виде АgС1 всего серебра, содержащегося в 100 мл раствора АgNО3, потребовалось 50 мл 0,2 н раствора НС1. Какова нормальность раствора АgNО3? Какая масса АgС1 выпала в осадок? Ответ: 0,1 н; 1,433 г.
108. Какой объем 20,01%-ного раствора НС1 (пл. 1,100 г/мл) требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (пл. 1,050 г/мл)? Ответ: 485,38 мл.
109. Смешали 10 мл 10%-ного раствора НNО3 (пл. 1,056 г/мл) и 100 мл 30%-ного раствора НNО3 (пл. 1,184 г/мл). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора. Ответ: 28,38%.
110. Какой объем 50%-ного раствора КОН (пл. 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора (пл. 1,048 г/мл)? Ответ: 245,5 мл.
111. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия (пл. 1,105 г/мл) требуется для приготовления 5 л 2%-ного раствора (пл. 1,02 г/мл)?
Ответ: 923,1 мл.
112. На нейтрализацию 31 мл 0,16 н раствора щелочи требуется 217 мл раствора Н2SO4. Чему равны нормальность и титр раствора Н2SO4.
Ответ: 0,023 н; 1,12710 -3 г/мл.
113. Какой объем 0,3 н раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NаОН в 40 мл? Ответ: 26,6 мл.
114. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 мл раствора кислоты. Вычислите нормальность раствора кислоты.
Ответ: 0,53 н.
115. Какая масса НNО3 содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 мл 0,4 н раствора NаОН? Каков титр раствора NаОН?
Ответ: 0,882 г; 0,016 г/мл.
116. Какую массу NаNО3 нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? Ответ: 100 г.
117. Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NаС1. Чему равна процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 32,5%.
118. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 45,72%.
119. Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна процентная концентрация оставшегося раствора? Ответ: 84%.
120. Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна процентная концентрация охлажденного раствора? Ответ: 16,7%.
При решении задач этого раздела см. таблицу А приложения.
Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.
В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих частей исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Пример 1. Написать ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) НС1 и NаОН; б) Рb(NО3)2 и Na2S; в) NаСlO и НNО3; г) К2СО3 и Н2SO4; д) СН3СООН и NаОН.
Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а) НС1 + NаОН = NаС1 + Н2O;
б) Рb(NO3)2 + Na2S = РbS + 2 NаNО3;
в) NаС1O + НNО3 = NаNO3 + НС1O;
г) К2СО3 + Н2SO4 = К2SO4 + СO2 + Н2O;
д) СН3СООН + NаОН = СН3СООNа + Н2O.
Отметим, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием слабых электролитов (Н2O, НС1O), осадка (РbS), газа (СO2).
В реакции (д) два слабых электролита, но так как реакции идут в сторону большего связывания ионов и вода - более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключая одинаковые ионы из обеих частей равенства: а) Na+ и С1 -; б) Na+ и NО3 -; в) Nа+ и NО3 -; г) К+ и SO42-; д) Na+, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:
а) Н+ + ОН - = Н2О;
б) Рb2+ + S2- = РbS;
в) С1O - + Н+ = НС1O;
г) CO32- + 2 H+ = CO2 + H2O;
д) СН3СООН + ОН - = СН3СОО - + Н2O.
Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:
а) SO32- + 2 H+ = SO2 + H2O;
б) Рb2+ + CrO42- = PbCrO4;
в) НСО3- + ОН - = СO32- + H2O;
г) ZnOH+ + H+ = Zn2+ + H2O.
Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:
а) Nа2SO3 + 2 НС1 = 2 NаС1 + SO2 + Н2O;
б) Рb(NО3)2 + К2СrO4 = РbСrO4 + 2 КNО3;
в) КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2O;
г) ZnОНС1 + НС1 = ZnС12 + Н2O.
7.1 Контрольные вопросы
121. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NаНСО3 и NаОН; б) К2SiO3 и НС1; в) ВаСl2 и Na2SO4.
122. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) К2S и НС1; б) FeSO4 и (NН4)2S; в) Сr(ОН)3 и КОН.
123. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Мg2+ + CO32- = MgCO3;
б) Н+ + ОН - = Н2О.
124. Какое из веществ: А1(ОН)3, Н2SO4, Ва(ОН)2 - будет взаимодействовать с гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
125. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции взаимодействия в растворах между: а) КНСО3 и Н2SO4; б) Zn(ОН)2 и NаОН; в) СаС12 и AgNO3.
126. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) СuSO4 и Н2S; б) ВаСО3 и НNО3; в) FeС13 и КОН.
127. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Сu2+ + S2- = CuS;
б) SiO32- + 2 H+ = H2SiO3.
128. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(ОН)2 и НС1; б) ВеSO4 и КОН; в) NH4Cl и Ва(ОН)2.
129. Какое из веществ: КНСО3, СН3СООН, NiSO4, Nа2S - взаимодействует с раствором серной кислоты? Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
130. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) АgNO3 и К2СrO4; б) Рb(NО3)2 и КI; в) СdSO4 и Nа2S.
131. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) СаСО3 + 2Н+ = Са2+ + Н2O + СO2;
б) А1(ОН)3 + ОН - = А1O2- + 2 Н2O;
в) Рb2+ + 2 I - = РbI2.
132. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) Ве(ОН)2 и NаОН; б) Сu(ОН)2 и НNО3; в) ZnОНNО3 и НNO3.
133. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Nа3РO4 и СаС13; б) К2СО3 и ВаСl2; в) Zn(ОН)2 и КОН.
134. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
Fe(ОН)3 + 3 Н+ = Fез+ + 3 H2O;
Сd2+ + 2 OH - = Cd(OH)2;
Н+ + NO2- = НNO2.
135. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) СdS и НС1; б) Сr(ОН)3 и NaOH; в) Ва(ОН)2 и СоС12.
136. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Zn2+ + Н2S = ZnS + 2 Н+;
б) НСО3- + Н+ = Н2O + CO2;
в) Аg+ + Cl - = AgCl.
137. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Н2SO4 и Ва(ОН)2; б) FeС13 и NH4ОН; в) СН3СООNа и НС1.
138. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) FeС13 и КОН; б) NiSO4 и (NH4)2S; в) МgСО3 и НNО3.
139. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Ве(ОН)2 + 2 OН - = ВеO22- + 2 Н2O;
б) СН3СОО - + Н+ = СН3СООН;
в) Ва2+ + SO42- = ВаSO4.
140. Какое из веществ: NаС1, NiSO4, Ве(ОН)2, КНСО3 - взаимодействует с раствором гидроксида натрия? Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (n) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Иными словами: степень окисления - это тот условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.
Окисление-восстановление - это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление - к ее понижению у окислителя.
Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях; окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не имеет значения, переходят ли электроны от одного атома к другому полностью и образуются ионные связи или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.
Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать 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 степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
N +5 (HNO3) S +6 (H2SO4) проявляют только окислительные свойства
N +4 (NO2) S +4 (SO2)
N +3 (HNO2) проявляют окислительные и
N +2 (NO) S +2 (SO) восстановительные свойства
N +1 (N2O)
N 0 (N2) S 0 (S2, S8)
N –1 (NH2OH) S –1 (H2S2)
N –3 (NH3) S –2 (H2S) проявляют только восстановительные свойства
При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции
Н20 + Сl20 = 2 H+Cl - валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет знак плюс или минус.
Пример Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:
Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 Р +3 -2ē = Р +5 процесс окисления
окислитель 2 Мn +7 +5 ē = Мn +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, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции имеет вид:
2 КМnO4 + 5 Н3РО3 + 3 Н2SO4 = 2 МnSO4 + 5 Н3PO4 + К2SO4 + 3 H2O.
КМnO4 – окислитель; Н3РО3 – восстановитель.
8.1 Контрольные вопросы
141-160. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Укажите процессы окисления и восстановления, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем. Сколько граммов окислителя требуется для окисления 10 граммов восстановления?
141. КВr + КBrО3 + Н2SO4 Br2 + K2SO4 + H2O;
142. Р + НIO3 + Н2O H3PO4 + HI;
143. Na2SO3 + KMnO4 + H2O Na2SO4 + MnO2 + KOH;
144. PbS + HNO3 S + Pb(NO3)2 + NO + H2O;
145. KMnO4 + Na2SO3 + KOH K2MnO4 + Na2SO4 + H2O;
146. Cu2O + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O;
147. HNO3 + Ca NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O;
148. NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O;
149. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
150. Р + НС1O3 + Н2O Н3РO4 + НС1;
151. Н3AsO3 + КМnO4 + H2SO4 Н3АsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
152. NaCrO2 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + H2O;
153. HNO3 + Zn N2O + Zn(NO3)2 + H2O;
154. FeSO4 + KClO3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + KCl + H2O;
155. KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O;
156. Cd + KMnO4 + H2SO4 CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
157. Cr2O3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O;
158. FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
159. K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O;
160. MnSO4 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O.
При решении задач этого раздела см. таблицу 8. Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:
Ме + m Н2О Ме(H2O)mn + nē ,
в растворе на металле
где п - число электронов, принимающих участие в процессе.
На границе металл - жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях - так называемые стандартные электродные потенциалы (Е0).
Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 250 С условно принимается равным нулю (Е0 = 0; G0 = 0).
Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е0), получаем так называемый ряд напряжений. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е0, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В этом случае G0<0, так как G0 = -n F E0.
Таблица 8 Стандартные электродные потенциалы (Е0) некоторых металлов
(ряд напряжений)
|
Электрод |
Е0, В |
Электрод |
Е0, В |
|
Li+/Li |
-3,045 |
Cd2+/Cd |
-0,403 |
|
Rb+/Rb |
-2,925 |
Co2+/Co |
-0,277 |
|
K+/K |
-2,924 |
Ni2+/Ni |
-0,25 |
|
Cs+/Cs |
-2,923 |
Sn2+/Sn |
-0,136 |
|
Ba2+/Ba |
-2,90 |
Pb2+/Pb |
-0,127 |
|
Ca2+/Ca |
-2,87 |
Fe3+/Fe |
-0,037 |
|
Na+/Na |
-2,714 |
2H+/H2 |
-0,000 |
|
Mg2+/Mg |
-2,37 |
Sb3+/Sb |
+0,20 |
|
Al3+/Al |
-1,70 |
Bi3+/Bi |
+0,215 |
|
Ti2+/Ti |
-1,603 |
Cu2+/Cu |
+0,34 |
|
Zr4+/Zr |
-1,58 |
Cu+/Cu |
+0,52 |
|
Mn2+/Mn |
-1,18 |
Hg22+/2Hg |
+0,79 |
|
V2+/V |
-1,18 |
Ag+/Ag |
+0,80 |
|
Cr2+/Cr |
-0,913 |
Hg2+/Hg |
+0,85 |
|
Zn2+/Zn |
-0,763 |
Pt2+/Pt |
+1,19 |
|
Cr3+/Cr |
-0,74 |
Au3+/Au |
+1,50 |
|
Fe2+/Fe |
-0,44 |
Au+/Au |
+1,70 |
Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта (таблица 8). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а потенциалы кобальта - в растворе с концентрацией 0,1 моль/л.
Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е = Е0 + lgC ,
где Е0 - стандартный электродный потенциал;
n - число электронов, принимающих участие в процессе;
С - концентрация (при точных вычислениях - активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л;
Е0 для никеля и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях:
Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.
Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/л).
Решение. Подобные задачи решаются также на основании уравнения Нернста (см. пример 1):
2,41 = - 2,37 + lgC
- 0,04 = 0,0295 lg C,
lgC = - = -1,3559
С Mg2+ = 4,410 –2 моль/л.
Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.
Решение. Схема данного гальванического элемента:
(-) Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn (+)
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Mg 0 -2ē = Mg 2+ (1)
Цинк, потенциал которого -0,763 В, - катод, т. е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Zn 2+ + 2 ē = Zn 0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg 0 + Zn 2+ = Mg 2+ + Zn 0
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:
9.1 Контрольные вопросы
161. В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили в первый цинковую пластинку, а во второй - серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадет? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
162. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) СuSO4; б) МgSO4; в) Рb(NО3)2? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
163. При какой концентрации Zn 2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?
Ответ: 0,30 моль/л.
164. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) АgNО3; б) ZnSO4; в) NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
165. Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn 2+ (в моль/л). Ответ: 1,8910 -2 моль/л.
166. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Аg+ (в моль/л)? Ответ: 0,20 моль/л.
167. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента, в котором [Сd2+] = 0,8 моль/л, а [Сu2+] = 0,01 моль/л. Ответ: 0,68 B.
168. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, в другом - анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде.
169. При какой концентрации ионов Сu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? Ответ: 1,8910 -12 моль/л.
170. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0,01 н, а второй - в 0,1 н растворы АgNO3.
Ответ: 0,059 В.
171. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод - в 0,01 М растворе сульфата никеля.
Ответ: 0,0295 В.
172. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Рb2+] = [Мg2+] = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2,244 В.
173. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом - анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
174. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
175. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Мg2+] = [Cd2+] = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если кон центрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? Ответ: 1,967 В.
176. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (моль/л), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если [Zn2+] = 0,001 моль/л? Ответ: 7,310 -15 моль/л.
177. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению:
Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni2+] = 0,01 моль/л, а [Рb2+] = 0,0001 моль/л. Ответ: 0,064 В.
178. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?
179. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий-никелевого аккумулятора?
180. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо-никелевого аккумулятора?
Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.
Пример 1. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора СuSO4 в течение 1 часа при силе тока 4 А?
Решение. Согласно законам Фарадея:
m = , (1)
где т - масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде;
Э - эквивалентная масса вещества;
I - сила тока. А;
t - продолжительность электролиза, с.
Эквивалентная масса меди в СuSO4 равна 63,54 : 2 = 31,77 г/моль. Подставив в формулу (1) значения Э = 31,77 г/моль, I = 4 А, t = 6060 = 3600 с, получим:
m = = 4,74 г
Пример 2. Вычислите эквивалентную массу металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.
Решение. Из формулы (1):
Э = = 29,35 г/моль,
где т = 11,742 г; It = Q = 3880 Кл.
Пример 3. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода (н.у.)?
Решение. Из формулы (1):
I =
Так как дан объем водорода, то отношение т/Э заменяем отношением Vн2/Vэ(н2) где Vн2 - объем водорода, л; Vэ(н2) - эквивалентный объем водорода, л. Тогда I = Vн296500/ Vэ(н2)t.
Эквивалентный объем водорода при н.у. равен половине молярного объема 22,4/2== 11,2 л. Подставив в приведенную формулу значения Vн2 = 1,4 л, Vэ(н2) = 11,2 л, t = 6025 c (1 ч 40 мин 25 с), находим I = 1,496500/11,26025 = 2 А.
Пример 4. Какая масса гидроксида калия образовалась у катода при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода (н. у.)?
Решение. Эквивалентный объем кислорода (н.у.) 22,4/4 = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л содержат две эквивалентные массы кислорода. Столько же эквивалентных масс КОН образовалось у катода, или 56,112 = 112,22 г (56,11 г/моль - мольная и эквивалентная масса КОН).
10.1 Контрольные вопросы
181. Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде, аноде? Ответ: 5,03 г; 6,266 л; 3,133 л.
182. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 17,37 г/моль.
183. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 (н.у.) газа. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде. Ответ: 0,953 г.
184. Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 11,75 г; 14,62 л; 7,31 л.
185. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде? Ответ: 32,20 г; 1,67 л.
186. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ; 32,7 г/моль.
187. Насколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора АgNO3 проводить при силе тока 2 А в течение 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах. Ответ: 4.47 г.
188. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и вычислите силу тока. Ответ: 5,74 А.
189. Электролиз раствора СuSO4 проводили с медным анодом в течение 4 ч при силе тока 50 А. При этом выделилось 224 г меди. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Ответ: 94,48%.
190. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде.
Ответ: 0,56 г; 71,0 г.
191. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора AgNO3. Если электролиз проводить с серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г. Определите расход электричества при этом. Ответ: 4830 Кл.
192. Электролиз раствора СuSO4 проводили в течение 15 мин при силе тока 2,5 А. Выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Ответ: 97,3%.
193. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NаС1 и КОН. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0,5 А? Ответ: 0,052 л.
194. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе раствора КВr. Какая масса вещества выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А? Ответ: 0,886 г; 70,79 г.
195. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора СuCl2. Вычислите массу меди, выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 мл газа (н.у.).
Ответ: 1,588 г.
196. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла. Ответ: 114,82.
197. При электролизе растворов МgSO4 и ZnС12, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде? на анодах? Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.
198. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора Na2SO4. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 л газа (н.у.). Какая масса Н2SO4 образуется при этом возле анода? Ответ: 0,2 г; 9,8 г.
199. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна эквивалентная масса кадмия? Ответ: 56,26 г/моль.
200. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 газа? Сколько литров газа (н.у.) выделилось при этом на катоде? Ответ: 17,08 А; 8,96 л.
При решении задач этого раздела см. таблицу 8. Коррозия - это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой.
При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно протекают два процесса:
анодный - окисление металла
Ме0 – nē = Ме n+
и катодный - восстановление ионов водорода
2 H+ + 2ē = H2
или молекул кислорода, растворенного в воде,
О2 + 2 Н2O + 4ē = 4 OН -.
Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются деполяризаторами. При атмосферной коррозии - коррозии во влажном воздухе при комнатной температуре - деполяризатором является кислород.
Пример. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворах. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
Решение. Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763 В), чем кадмий (-0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий катодом.
анодный процесс: Zn0 - 2ē = Zn2+
катодный процесс: в кислой среде 2 Н+ + 2ē = Н2
в нейтральной среде: 1/2O2 + Н2O + 2ē = 2 OН -.
Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(ОН)2.
11.1 Контрольные вопросы
201. Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процесса.
202. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
203. Как происходит атмосферная коррозия луженого же леза и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
204. Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнения протекающей химической реакции.
205. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
206. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие - анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях?
207. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний - никель. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
208. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.
209. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в кислой среде.
210. Какое покрытие металла называется анодным и какое - катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью, во влажном воздухе и кислой среде.
211. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие - анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
212. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие - анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
213. Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
214. Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или хром? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии. Каков состав продуктов коррозии?
215. Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со временем практически прекращается. Однако если цинковой палочкой прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
216. Цинковую и железную пластинку опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их соединить проводником?
217. Приведите примеры катодных и анодных покрытий для кобальта. Составьте уравнения катодных и анодных процессов во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия.
218. В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
219. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий - железо. Какие продукты образуются в первом и во втором случаях?
220. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
12.1 Контрольные вопросы
221. Напишите структурную формулу акриловой (простейшей непредельной одноосновной карбоновой) кислоты и уравнение реакции взаимодействия этой кислоты с метиловым спиртом. Составьте схему полимеризации образовавшегося продукта.
222. Как из карбида кальция и воды, применив реакцию Кучерова, получить уксусный альдегид, а затем винилуксусную кислоту (винилацетат). Напишите уравнения соответствующих реакций. Составьте схему полимеризации винилацетата.
223. Какие соединения называют аминами? Составьте схему поликонденсации адипиновой кислоты и гексаметилендиамина. Назовите образовавшийся полимер.
224. Как можно получить винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную кислоту и воду? Напишите уравнения соответствующих реакций. Составьте схему полимеризации винилхлорида.
225. Полимером какого непредельного углеводорода является натуральный каучук? Напишите структурную формулу этого углеводорода. Как называют процесс превращения каучука в резину? Чем по строению и свойствам различаются каучук и резина?
226. Напишите уравнения реакции получения ацетилена и превращения его в ароматический углеводород. При взаимодействии какого вещества с ацетиленом образуется акрилонитрил? Составьте схему полимеризации акрилонитрила.
227. Напишите структурную формулу метакриловой кислоты. Какое соединение получается при взаимодействии ее с метиловым спиртом? Напишите уравнение реакции. Составьте схему полимеризации образующего продукта.
228. Какие углеводороды называют диеновыми (диолефины или алкадиены)? Приведите пример. Какая общая формула выражает состав этих углеводородов? Составьте схему полимеризации бутадиена (дивинила).
229. Какие углеводороды называют олефинами (алкенами)? Приведите пример. Какая общая формула выражает состав этих углеводородов? Составьте схему получения полиэтилена.
230. Какая общая формула выражает состав этиленовых углеводородов (олефинов или алкенов)? Какие химические реакции наиболее характерны для них? Что такое полимеризация, поликонденсация? Чем отличаются друг от друга реакции?
231. Каковы различия в составах предельных и непредельных углеводородов? Составьте схему образования каучука из дивинила и стирола. Что такое вулканизация?
232. Какие соединения называют аминокислотами? Напишите формулу простейшей аминокислоты. Составьте схему поликонденсации аминокапроновой кислоты. Как называют образующийся при этом полимер?
233. Какие соединения называют альдегидами? Что такое формалин? Какое свойство альдегидов лежит в основе реакции серебряного зеркала? Составьте схему получения фенолоформальдегидной смолы.
234. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.
235. Какие соединения называют элементорганическими, кремнийорганическими? Укажите важнейшие свойства кремнийорганических полимеров. Как влияет на свойства кремнийорганических полимеров увеличение числа органических радикалов, связанных с атомами кремния?
236. Какая общая формула выражает состав ацетиленовых углеводородов (алкинов)? Как из метана получить ацетилен, затем винилацетилен, а из последнего хлоропрен?
237. Напишите уравнения реакции дегидратации пропилового спирта. Составьте схему полимеризации полученного углеводорода.
238. Какие полимеры называют стереорегулярными? Чем объясняется высокая температура плавления и большая механическая прочность стереорегулярных полимеров по сравнению с нерегулярными полимерами?
239. Как получают в промышленности стирол? Приведите схему его полимеризации. Изобразите с помощью схем линейную и трехмерную структуру полимеров.
240. Какие полимеры называют термопластичными, термореактивными? Укажите три состояния полимеров. Чем характеризуется переход из одного состояния в другое?
|
Приложение А |
Таблица А Растворимость солей и оснований в воде |
Катионы |
Fe2+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Р |
Н |
Н |
- |
Н |
Н |
р – растворимое, м –малорастворимое, н – практически нерастворимое вещество, прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой |
|
Fe3+ |
Р |
Р |
- |
Р |
- |
Н |
- |
Р |
- |
Н |
- |
Н |
Н |
||||
|
Mn2+ |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Н |
Н |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
||||
|
Cr3+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
- |
- |
Р |
- |
- |
Р |
Н |
Н |
||||
|
Bi3+ |
- |
- |
- |
Р |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
||||
|
Pb2+ |
М |
М |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
||||
|
Sn2+ |
Р |
Р |
Р |
- |
- |
Н |
- |
Р |
- |
- |
- |
Н |
Н |
||||
|
Al3+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
- |
Р |
- |
Н |
- |
Н |
Н |
||||
|
Hg2+ |
Р |
М |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
- |
- |
- |
Н |
Н |
- |
||||
|
Zn2+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
||||
|
Ba2+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Р |
||||
|
Sr2+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
М |
Н |
М |
||||
|
Ca2+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
М |
Н |
Н |
М |
Н |
М |
||||
|
Mg2+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Р |
Н |
Н |
Р |
Н |
Н |
||||
|
Ag+ |
Н |
Н |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
М |
Н |
- |
Н |
Н |
- |
||||
|
Cu2+ |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
Н |
Н |
Р |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
||||
|
NH4+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
р |
||||
|
Na+ K+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
р |
||||
|
Li+ |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
р |
||||
|
анионы |
Cl- |
Br- |
I- |
NO3- |
CH3COO- |
S2- |
SO32- |
SO42- |
CO32- |
SiO32- |
CrO42- |
PO43- |
OH- |
Приложение Б
Таблица Б Степень диссоциации кислот и оснований в водных 0,1 н растворах
при 180С
|
Электролит |
Уравнение диссоциации |
Степень диссоциации, % |
|
|
в 1 н растворах |
в 0,1 н растворах |
||
|
Кислоты: |
|||
|
Азотная |
HNO3 = H+ + NO3- |
82 |
92 |
|
Соляная |
HCl = H+ + Cl - |
72 |
92 |
|
Серная |
H2SO4 = 2H+ + SO42- |
51 |
58 |
|
Фосфорная |
H3PO4 H+ + H2PO4 - |
- |
27 |
|
Уксусная |
CH3COOH H+ + CH3COO - |
0,4 |
1,3 |
|
Угольная |
H2CO3 H+ + HCO3- |
- |
0,17 |
|
Сероводородная |
H2S H+ + HS - |
- |
0,07 |
|
Основания: |
|||
|
Едкое кали |
KOH = K+ + OH - |
77 |
91 |
|
Едкий натр |
NaOH = Na+ + OH - |
73 |
91 |
|
Гидроксид аммония |
NH4OH NH4+ + OH - |
0,4 |
1,3 |
Приложение В
Таблица В Распределение некоторых кислот, оснований и солей по группам
в зависимости от величины степени диссоциации
|
Класс соединений |
Группы электролитов |
||
|
сильные |
средней силы |
слабые |
|
|
Кислоты |
HCl, HBr, HI HNO3 H2SO4 HClO4 HClO3 HMnO4 |
HF H3PO4 H2SO3 |
H2S, HNO2 H2CO3, HClO H2SiO3, HCN CH3COOH |
|
Основания |
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов |
- |
Все нерастворимые основания и NH4OH |
|
Соли |
Практически все |
- |
- |
Приложение Г
Таблица Г Названия солей некоторых кислот
|
Кислота |
Название солей |
|
H3BO3 – борная |
Бораты |
|
Н2СО3 – угольная |
Карбонаты |
|
СН3СООН – уксусная |
Ацетаты |
|
H2SiO3 – кремниевая |
Силикаты |
|
HNO3 –азотная |
Нитраты |
|
HNO2 – азотистая |
Нитриты |
|
H3PO4 – фосфорная (орто) |
Фосфаты |
|
H2SO4 – серная |
Сульфаты |
|
H2SO3 – сернистая |
Сульфиты |
|
H2S – сероводородная |
Сульфиды |
|
HF – фтороводородная |
Фториды |
|
HCl – соляная (хлористоводородная) |
Хлориды |
|
HClO – хлорноватистая |
Гипохлориты |
|
HClO2 – хлористая |
Хлориты |
|
HClO3 – хлорноватая |
Хлораты |
|
HClO4 – хлорная |
Перхлораты |
|
HBr – бромистоводородная |
Бромиды |
|
HI – йодистоводородная |
Йодиды |
|
H2CrO4 – хромовая |
Хроматы |
|
HMnO4 – марганцевая |
Перманганаты |
Библиографический список
а) основной
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1998. – 744 с.
б) дополнительный
Лицензия РБ на издательскую деятельность № 0261 от 10 апреля 1998г.
Подписано в печать ________2012 г. Формат 6084 Бумага типографская.
Гарнитура Таймс. Усл..печ.л. ___. Усл..изд.л. ___ Тираж ____экз. Заказ № ____
Издательство Башкирского государственного аграрного университета.
Типография Башкирского государственного аграрного университета.
Адрес издательства и типографии: 450001. г.Уфа. ул. 50-лет Октября. 34