Автор: Лучинская М.Г. Якушева В.И. Дроздова Т.Д.
Теги: химия для абитуриентов химические задачи
Год: 2004
Текст
МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
московский государственный медико-
стоматологический УНИВЕРСИТЕТ
М.Г. Лучинская, В.И. Якушева, Т.Д. Дроздова
ПОСОБИЕ ПО ХИМИИ
для слушателей факультета довузовского образования и
абитуриентов, поступающих в Московский
государственный медико-стоматологический
университет
в 3-частях
Часть I. ОБЩАЯ ХИМИЯ
Издание четвертое, переработанное и дополненное
Москва - 2004
ВВЕДЕНИЕ
Медицина - одна из тех наук, которая требует от врача глубоких
знаний химии. Еще в середине XVIII века М.В.Ломоносов говорил:
“Медик без довольного познания химии совершенен быть не может”, а
немецкий ученый Пауль Эрлих, создатель антимикробных лекарств,
писал: “Химическое направление представляет собой ось, вокруг которой
вращаются важнейшие стремления современной медицины”.
В наш век атомной энергии и завоевания космоса развитие химии
достигло больших высот, и медики в своем арсенале получили самые
разнообразные виды лекарств, способных побеждать опасные, тяжелые
заболевания человека.
Такое сотрудничество медиков с химиками со временем сведет к
минимуму число заболеваний и продлит жизнь человека.
Настоящие методическое пособие по химии предназначено для
слушателей факультета довузовского образования и абитуриентов,
поступающих в Московский государственный медико-
стоматологический университет, и составлено в соответствии с
программой для вступительных испытаний по химии в медицинские
ВУЗы (1995 г.).
Методическое пособие состоит из отдельных разделов курса общей,
неорганической и органической химии, в которых разбираются наиболее
сложные для абитуриента теоретические вопросы и приводятся решения
типичных задач из числа конкурсных, предлагаемых на экзаменах в
химических, медицинских и других ВУЗах г. Москвы, кроме того,
абитуриентам предлагается ряд задач для самостоятельного решения с
ответами.
Ниже приводится программа по химии с общими указаниями и
объемом требований к поступающим в ВУЗ.
ПРОГРАММА ДЛЯ ВСТУПИТЕЛЬНЫХ ИСПЫТАНИЙ ПО ХИМИИ В
МЕДИЦИНСКИЕ ВУЗЫ
Настоящая программа составлена на основе типовой программы
по химии для поступающих в ВУЗы с учетом специфики преподавания
химических дисциплин в медицинском ВУЗе. В программу нс вошли те
разделы традиционного курса химии средней школы, которые нс
получают дальнейшего развития при изучении химических и
специальных дисциплин (металлургия, минеральные удобрения,
многотоинажные синтезы, переработка нефти и газа, некоторые другие
вопросы). За счет этого сокращения в программу включены вопросы,
изложенные в том или ином объеме в школьных учебниках и пособиях
дая поступающих в ВУЗы, но не находившие отражения в типовых
программах последних лет. Это вопросы, связанные с изучением
наиболее важных свойств соединений хрома, марганца, меди и цинка,
строения комплексных соединений, азотсодержащих гетероциклических
соединений и полинуклеотидов. В программу включены также вопросы,
касающиеся медико-биологического значения неорганических и
органических соединений. Произведенные изменения позволяют в
2
значительной степени правильно сориентировать поступивших в
медицинский вуз для получения фундаментального образования в
области естественных наук.
Содержание программы
1. Предмет и задачи химии. Место химии среди естественных наук.
2. Основные понятия химии
Атомь! и молекулы. Химический элемент, простое вещество,
сложное вещество, смесь веществ. Понятие об аллотропных
модификациях. Относительная атомная масса, относительная
молекулярная масса. Постоянство состава вещества. Закон сохранения
массы вещества. Моль - единица ко?,ичества вещества. Молярная масса.
Закон Авогадро и следствие. Уравнение Клапейрона-Менделеева.
Явления физические и химические. Валентность и степень окисления.
3. Строение атома. Химическая связь. Строение вещества.
Строение Ядер и электронных оболочек химических элементов
S-, р-, d-элементы. Периодический закон и строение периодической
системы. Изотопы. Типы химических связей; ковалентная (полярная и
неполярная), ионная, водородная, металлическая. Строение комплексных
соединений. Агрегатные состояния веществ, вещества аморфные и
кристаллические. Типы кристаллических решеток.
4. Растворы
Вода: строение молекулы, физические и химические свойства.
Растворимость веществ, зависимость растворимости веществ от их
природы, температуры и давления. Типы растворов (жидкие, твердые).
Выражение состава раствора (массовая доля, объемная доля, молярная
концентрация). Представление о коллоидных растворах. Значение
растворов в медицине, биологии и в быту. Электролитическая
диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Ионные уравнения реакций.
5. Основные закономерности протекания химических реакций
Классификация реакций: соединения, разложения, замещения,
обмена. Скорость химических реакций и ее зависимость от различных
факторов. Константа скорости химической реакции. Катализ. Тепловые
эффекты химических реакций. Обратимость реакций. Химическое
равновесие и условия его смещения. Окислительно-восстановительные
реакции, важнейшие окислители и восстановители. Представления об
электролизе.
6. Основные классы неорганических соединений
Оксиды, кислоты, гидроксиды, соли (классификация,
номенклатура, способы получения и свойства). Амфотерность. Гидролиз
солей.
7. Металлы
Общая характеристика металлов: физические и химические
свойства. Общие способы получения металлов. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Общая характеристика элементов 1Л и ПА групп
периодической системы. Свойства натрия, калия, кальция и магния и их
соединений. Жесткость воды и способы ее устранения. Свойства
3
алюминия и его соединений. Свойства оксидов и гидроксидов хрома
(+2), (+3), хроматов и дихроматов. Свойства перманганата калия:
восстановление перманганат-иона в кислой, нейтральной и щелочной
средах. Свойства железа, оксидов и гидроксидов железа (+2) и (+3).
Свойства соединений меди (+1) и (+2). Свойства оксида и гидроксида
цинка. Медико-биологическое значение указанных металлов.
8. Неметаллы
Общая характеристика IVA, VA, VIA VILA групп периодической
системы. Водород, его физические и химические свойства, получение и
применение. Окислительно-восстановительные реакции, с участием
пероксида водорода. Хлор, его физические и химические свойства.
Свойства и способы получения хлороводорода, хлоридон, гипохлоритов и
хлоратов. Кислород, его получение, сравнение физических и химических
свойств кислорода и озона. Сера, ее физические и химические свойства.
Свойства и способы получения соединений серы: сероводорода и
сульфидов, оксидов, сульфитов, серной кислоты и сульфатов. Азот, его
физические и химические свойства, получение. Свойства аммиака и
солей аммония, оксидов азота (+1), (+2) и (+4), азотистой кислоты и
нитритов, азотной кислоты и нитратов. Получение аммиака и азотной
кислоты. Фосфор, физические и химические, свойства. Свойства
соединений фосфора; фосфина и фосфидов, оксидов фосфора (+3) и
(+5), фосфорной кислоты и фосфатов. Углерод, его физические и
химические свойства. Свойства и способы получения оксидов углерода и
карбопатов. Свойства угольной кислоты. Свойства кремния, оксида
кремния, кремниевой кислоты и силикатов. Медико-биологическое
значение соединений указанных неметаллов.
9. Теоретические положения органической химии
Теория химического строения органических соединений
А.М.Бутлерова. Изомерия. Гомологические ряды. Электронная природа
химических связей в молекулах органических соединений, способы
разрыва связей, понятие о свободных радикалах. Электронное и
прострапстпсниос строение молекул на примере метана, этилена,
ацетилена и бензола. Понятие о гибридизации атомных орбиталей.
Понятие о взаимном влиянии атомов на примере нескольких соединений
(толуол, фенол, хлоруксусная кислота и др.). Общие понятия химии
высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, элементарное
звено, степень полимеризации). Реакции полимеризации и
поликонденсации. Принципы номенклатуры органических соединений.
10. Основные классы органических соединений
Углеводороды: алканы, алкены, диеновые углеводороды, алкины,
ароматические з-тлеводороды (физические и химические свойства,
способы получения). Представления о строении циклоалканов.
Кислородсодержащие соединения: спирты одноатомные и
многоатомные, фенол, альдегиды и кетоны, карбоновые кислоты,
сложные эфиры (физические и химические свойства, способы получения
и области применения, медико-биологическое значение).
Азотсодержащие соединения: амины алифатические и ароматические,
аминокислоты (физические и химические свойства, способы получения,
медико-биологическое значение). Строение отдельных представителей
аминокислот: глицина, аланина, цистеина, серина, глутаминовой
кислоты, лизина, фенилаланина. Строение и химические свойства
гетероциклических соединений (пиридин, пиррол, пиримидин, пурин).
Строение пиримидиновых и пуриновых оснований: цитозина, тимина,
аденина, гуанина.
11. Важнейшие природные соединения
Строение и свойства жиров. Углеводы: строение и свойства
глюкозы, галактозы, рибозы, дезоксирибозы, фруктозы, мальтозы,
лактозы, сахарозы, крахмала и целлюлозы. Строение и свойства белков.
Строение нуклеотидов и полинуклеотидов. Различия в строении ДНК и
РНК. Биологическая роль указанных классов соединений.
Список литературы
Основная
1. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. “Химия, 8’’, М., Просвещение, 1989.
2. Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. “Химия, 9”, М., Просвещение, 1990.
3. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. “Химия, 10”, М. Просвещение,
1993.
4. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г., “Химия, 11”, М. Просвещение,
1992.
5. Гольдфарб Я.Л., Ходаков Ю.В., Додонов Ю.Б. “Сборник задач и
упражнений по химии”, М., Просвещение, 1994.
Дополнительная
1. Хомченко Г.П. “Химия для поступающих в вузы”, М., Высшая
школа, 1993.
2. Кузьменко Н.Е., Магдесиева Н.Н., Еремин В.В. “Задачи по химии
для абитуриентов”, М., Просвещение, 1992.
3. Рэмсден Э.Н. “Начала современной химии”, Л., Химия, 1989.
4. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В. А. “Химия (для
школьников старших классов и поступающих в вузы)”, М., Дрофа, 1995;
1999; М. ОНИКС 21 век; Мир и образование, 2002.
5. Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Попков В.Л. “Конкурсные задачи
по химии”, М., Принт-Ателье, 1995.
б. Пузаков С.А., Попков В.А., «Пособие по химии», М., Высшая
школа, 1999.
7. Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин. «2500 задач по химии с
решениями для поступающих в вузы», М., ОНИКС 21 век, Мир и
образование, 2002.
ОБЩАЯ ХИМИЯ
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ химии
Абитуриент, отвечая на вопросы этого раздела, должен совершенно
четко формулировать и оперировать основными понятиями химии.
Стехиометрические законы должны иметь в ответе ясную формулировку.
Атом, химический элемент, молекула - эти понятия должны быть
разобраны с привлечением атомно-молекулярного учения и строения
атома. Например: химический элемент - это вид атомов,
характеризующийся определенной величиной положительного заряда
ядра. Понятие “простое вещество” нельзя отождествлять с понятием
“химический элемент”. Простое вещество - это совокупность атомов
одного химического элемента, для пего характерны свойства,
относящиеся к совокупности молекул этого вещества и учитывающие
химические связи между ними. К таким свойствам можно отнести
температуры плавления и кипения, растворимость и др. Свойства же
химического элемента относятся к его отдельным атомам: можно
говорить о валентности и степени окисления элемента, его изотопном
составе.
Значения масс атомов (молекул), выраженные в обычно
используемых единицах массы (кг, г), - так называемая абсолютная
атомная (молекулярная) масса (тпа, тм), - очень малы, поэтому применять
их в повседневной практике крайне неудобно. Например, масса атома
кислорода равна:
тс = 2,67-10 26кг
В связи с этим была введена особая единица - атомная единица
массы (а.е.м.) и тогда значение атомной (молекулярной) массы любого
вещества может быть выражено в а.е.м. :
т т. = 1,667 - кг
los 12 и
Относительной атомной массой элемента (Аг) называется
отношение абсолютной массы атома к — части абсолютной массы атома
12
изотопа углерода 12С, т.е. это величина безразмерная.
Относительная молекулярная масса вещества (Мг) является
суммой относительных атомных масс элементов, входящих в состав
молекулы.
Наряду с единицами массы и объема в химии пользуются также
единицей количества вещества, называемой моль.
Моль - это единица количества вещества, содержащая столько
молекул, атомов, ионов и других структурных единиц, сколько
содержится атомов в 12,011 г изотопа углерода 12С. Следует различать
моль атомов хлора (CI), моль молекул хлора (С1г), моль ионов хлора (СП).
Число единиц в моле любого вещества одно и тоже. Оно равно б,О2-1Оаз
и называется числом Авогадро (Na).
Масса одного моль данного вещества называется его молярной
массой (кг/моль, г/моль).
где m - масса вещества в г, v - количество вещества в молях.
Значение молярной массы численно совпадает с относительной
молекулярной массой вещества: М (г/моль) = Мг.
6
Абитуриент должен четко представить себе, что обозначает
химический, знцк, химическая формула, химическое уравнение.
При решении Задач на химические уравнения важно правильно
записать уравнение со стехиометрическими коэффициентами,
проставив значения молярных масс. Легче решать задачи с применением
количества вещества (моль), чем методом пропорций, при этом меньше
тратится времени на арифметические расчеты, и решающий получает
более полное представление о возможных превращениях в реакции и о
количестве образующихся веществ.
Примеры решения типовых задач
Пример!. Масса молекулы вещества равна 2-Ю-22 г. Какова
молярная масса вещества?
Решение.
1 способ. Можно найти молярную массу вещества, зная, что 1 моль
любого вещестза содержит 6,02-1023 структурных единиц.
М = ГПа- 6,02-1023 = 2-10-22 г б,02-Ю23 = 120,5 г/моль
П способ. Исходя из определения молекулярной массы вещества и
зная, что масса I а.е.м. =_? тс = 1,667-10'24 г, можно определить
12
относительную молекулярную массу вещества.
1,667-10 " г
Mr численно равна М, следовательно, М = 120,5 г/моль.
Ответ: 120,5 г/моль
Пример 2. Два образца золота отличаются по весу на 108 г. На
сколько больше атомов золота содержится в одном из образцов?
Решение. Мли=197 г/моль. Воспользовавшись формулами расчета
т Л-
количества вещества v = — и г = —, находим, что
.-W ,VX
m-NA КГ8 -6,02-10й
-------------= 3.06-10'' атомов.
М 197
Ответ: 3,06-1013 атомов Au
Пример 3. Найти простейшую формулу соединения, содержащего
43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода.
Решение. Обозначим число атомов натрия через х, число атомов
углерода - через у и кислорода - через z. Формула должна содержать
число атомов, которые соответствуют х, у , z (NaxCyOz). Возьмем образец
вещества массой 100 г и найдем отношение количеств элементов (в
молях) в этом образце. Для этого следует массовую долю каждого
элемента разделить на его атомную массу:
х : у : z = : = 1,88:0,94 : 2,83
23 12 16
Полученные числа выражают отношение между атомами и не
могут быть дробными, для этого принимают 0,94 за наименьшее
кратное:
7
х : у : z - 2 : 1 : 3
Следовательно, простейшая формула вещества КагСОз.
Ответ: З'агСОз
Существует много случаев, когда различные вещества имеют
одинаковую простейшую формулу, но истинные молекулярные формулы
различны. Например, глюкоза и уксусная кислота имеют простейшую
формулу СН:>О, по истинные формулы - СбНггОб (глюкоза) и СНзСООН
(уксусная кислота).
Для вывода молекулярной формулы вещества, кроме соотношения
между количествами атомов в молекуле, необходимо знать молекулярную
массу.
Пример 4. При сжигании 4,5 г органического вещества было
получено 2,24 л СО-; и 0,9 г НаО. Плотность вещества по водороду равна
45. Установить истинную формулу вещества.
Решение.
[способ. Определим содержание углерода в веществе:
в 22,4 л СОг содержится 12 г С
в 2,24 л СОг-----------х г С
х = 1,2 г С
По количеству образовавшейся воды вычислим содержание
водорода во взятом веществе:
в 18 г Н,)О содержится 2 г водорода
в 0,9 г Н О----------у г водорода
у = 0,1 г Н
Суммарная масса углерода и водорода (1,2 + 0,1 = 1,3 г) меньше
массы взятого вещества (4,5 г), следовательно, в состав вещества входил
кислород. Находим содержание кислорода во взятом образце:
4,5 г - (1,2 + 0,1) г = 3,2 г (О)
Соотношение атомов С, Ни О в молекуле вещества равно:
1,2 01 3 2
х : г : z = ’ -: ~ = 0.1:0,1:0,2
12 1 16 '
Простейшая формула соединения СНгО (Мпр = 45 г/моль). Зная
D , определим молярную массу вещества: Мист = 2-Df_|2 = 2-45 =
90 г/моль. Истинную формулу вещества можно записать как (СНзО)п.
М 90
Отсюда, v = —— = — = 2
45
Значит, истинная формула соединения - С2Н2О4 (НООС-СООН).
П способ. По условию задачи при сжигании 4,5 г вещества
2,24
образовалось 2,24 л, или --= 0,1 моль, СОг, содержащего 0,1 моль, или
22.4
О 9
12-0,1 = 1,2 г, углерода и 0,9 г , или — = 0,05 моль, НзО, содержащей 0,1
18
моль, или 1-0,1 = 0,1 г, водорода. Масса углерода и водорода равна лишь
8
1,3 г (1,2 + 0,1 ® 1,3), а остальная масса вещества составляет массу
кислорода. Следовательно, в 4,5 г вещества содержалось 3,2 г (4,5 - 1,3 =
3,2
3,2), или ~ = 0,2 моль, кислорода. Соотношение между количествами
16
вещества атомов углерода, водорода и кислорода в молекуле вещества
равно:
щ 'Кч :% = 0,1 : 0,1 : 0,2 = 1 : 1 : 2
Следовательно, простейшая формула вещества CIIO2 (Мпр=
45г/моль). Молярная масса, вычисленная по плотности вещества по
водороду, равна 90 г/моль. Истинная формула вещества - (СНгО)п
90
Значит, истинная формула состоит из двух простейших (п = ~= 2),
т.е. С2Н2О4.
Ответ: С2Н2О4
Пример 5. Навеска частично выветрившейся глауберовой соли
массой 28,6 г была растворена в воде. На полученный раствор
подействовали избытком раствора BaCh , при этом выпал осадок массой
23,3 г. Определить формулу соли.
Решение. Формула глауберовой соли - Na2SO4 -ЮНгО,
следовательно, формула выветрившейся соли Na2SO4 ХН2О. Для вывода
формулы кристаллогидрата необходимо определить количество молей
воды, приходящихся на 1 моль безводной соли.
0,1 мс.ть 0,1 моль
Na,SO4=BaCI; = BaSO.-2NaCI
23,3
233
= 0,1 моль. Если получился 0,1 моль BaSO4, то по уравнению
реакции находим, что в растворе содержится 0,1 моль Na2SO4, масса
которого равна 14,2 г (142 0,1 = 14,2). Значит, в навеске 28,6 г на 14,2 г
безводной соли приходится 14,4 г (28,6-14,2=14,4) кристаллизационной
14 4
воды или vH0= = 0,8 моль. % 0 = 0,1:0,8 = 1:8 , Следовательно,
2 18 4 2
формула искомого кристаллогидрата Na2SO4 8Н2О.
Ответ: Na2SO4 8Н2О
Пример б. Из каждой тонны железной руды, содержащей в
среднем 80% магнитного железняка КезО4, выплавляется 570 кг чугуна,
содержащего 95% Fe. Каков выход железа в процентах от
теоретического?
Решение. = 232 г/моль. В каждой тонне железной руды
содержится 80%, т.е. 800 кг FesO4.
Теоретический выход - это все железо, которое без потерь можно
получить из этого количества КезО4.
232 кг FegO4 содержит 168 кг Fe
800 кг РезО4 -------— х кг Fe
х = 579,31 кг Fe (теоретический выход)
9
По условию задачи практически выплавляется 570 кг чугуна,
содержащего 95% Fe
100 кг чугуна содержит 95 кг Fe
570 кг чугуна-------- у кг Fe
у = 541,5 кг Fe (практический выход)
m 5415
=- .100%=—^-.100% = 93,47%
579,31
Ответ: 93,47%
Пример 7, В медной руде содержится 20% меди. Медь входит в
состав минерала малахита (СиОН)аСОз. Каково содержание в руде
пустой породы?
Решение. Возьмем образец вещества массой 100 г. В нем
содержится 20 г меди, но медь в состав руды входит не атомарная, а в
виде сложного соединения малахита (именно он является полезной
породой). Следовательно, надо найти в каком количестве малахита
содержится 20 г меди. m = 221 г/моль.
221 г (СиОН)2СОз содержит 128 г Си
х г (СиОН)зСОз----------20 г Си
х = 34,5 г (СиОН)2СОз
Значит, пустой породы в 100 г руды было 100 - 34,5 = 65,5 г или
65,5%.
Ответ: 65,5% пустой породы
Пример 8. Сколько нужно взять железного колчедана,
содержащего 85% FeS2, чтобы получить 250 кг 80% раствора серной
кислоты, если потери серы в производстве составляют 17%, а выход
серной кислоты - 80%?
Решение.
1 способ. Нужно получить 250 0,8 = 200 кг 100% серной кислоты.
Пусть у нас будет 100 кг руды, по условию задачи в ней содержится 85%
FeS2 или 85 кг FeS2. Мы можем воспользоваться схемой:
FeS, 2S —> 2II2SO4
120 г/моль 32 г/мои OS г! моль
Находим теоретическое, количество серы в железном колчедане:
120 кг FeS2 содержит 2-32 кг S
85 кг FeS2--------------------------х кг S
х = 45,33 кг S
По условию задачи потери серы составляют 17%, т.е. 7,7 кг
(45,330,17 = 7,7), значит масса серы, которую можно получить
практически, равна 37,63 кг (45,33 - 7,7 = 37,63). Из нее с выходом 100%
можно получить
из 32 кг S образуется 98 кг H2SO4
из 37,63 кг S--------х кг H2SO4
х =1 15,24 кг H2SO4
10
По условию выход кислоты составляет 80%, т.е. практически масса
серной кислоты равна 92,192 кг (115,24-0,8 = 92,192). Это количество
серной кислоты с учетом всех условий можно получить из 100 кг руды.
Найдем сколько железного колчедана необходимо взять для
получения 200 кг серной кислоты:
из 100 кг руды образуется 92,192 кг H2SO4
из х кг руды------------------------------200 кг H2SO4
х = 216,94 кг руды.
П способ. Необходимо получить 200 кг 100% серной кислоты, т.к.
выход кислоты составляет 80%, следовательно, надо считать на
следующее количество кислоты:
200 кг H2SO4 ---------80%
х кг H2SO4-------100%
х = 250 кг 100% H2SO4
Это количество кислоты можно получить из х кг серы:
из 32 кг S образуется 98 кг H2SO4
из х кг S---------------------250 кг H2SO4
х = 81,63 кг S
По условию 17% серы теряется, т.е. необходимо рассчитать
теоретический выход серы (100%):
81,63 кг S составляет 83%
х кг S-------100%
х = 98,35 кг S
Исходя из формулы пирита, такое количество серы можно
получить из х кг FeSa (Л/,и, = 1 20 г/моль):
1 20 кг FeSa содержат 64 кг S
х кг FeSa--------98,35 кг S
х = 184,41 кг FeSa
По условию задачи в руде содержится 85% FeSa, следовательно:
184,41 кг FeSa---------------------85%
х кг руды--------100%
х = 216,95 кг руды.
Ответ: 216,95 г руды
Пример 9. К раствору, содержащему 23,8 г нитрата серебра,
прибавили раствор, содержащий 5,34 г хлорида алюминия. Определить
количество образовавшегося хлорида серебра, массу и состав остатка
после фильтрации раствора и выпаривания фильтрата.
23 g
Решение. По условию задачи раствор содержит 23,8 г, или - =
5 34
0,14 моль, AgNOa и 5,34 г, или 0,04 моль, AICI3. (А1С1з - в
недостатке).
3AgNO,+ AICI3 = 3AgCI l+AKNOO,
ПС i ! моль 133,5 г / моиь 143.5 1 1 моль 213г/ моль
По уравнению реакции 3 моля AgNOa реагируют с 1 молем AICI3.
11
3 моль AgNOg --------1 моль AlCh
х моль AgNOa------- 0,04 моль AICIs
х = 0,12 моль AgNOa
Значит, 0,12 моль AgNOa вступает в реакцию, а 0,02 моля AgNOa
(0,14-0,12 = 0,02) останется в избытке и в результате реакции образуется
0,12 моль AgCI и 0,04 моль AI(NOa)a (всегда такие задачи решаются по
недостатку):
О 12 моль 0,04 моль 0,12 моль 0 04 моль
3AgNO3* A1CI. - 3AgCl Ф +AI(N(),)3
избыток недожатой
0,02 моль
Масса выпавшего осадка равна: rn.g...~ 143,5-0,12 = 17,22 г. Состав
остатка после выпаривания фильтрата (фильтрат - это раствор,
оставшийся после отделения осадка) составит: - 213-0,04 = 8,52 г
и m4gNOt = 170-0,02 = 3,4 г (осталось в избытке).
Ответ: 17,22 г AgCI; 8,52 г А1(НОз)з; 3,4 г AgNOs
Пример 10. При разложении 40 г перманганата калия,
содержащего 21% примесей, образовалось 37,44 г твердого остатка.
Определить его состав.
Решение. По условию задачи в 40 г соли содержалось 8,4 г (40 0,21
= 8,4) примесей и 31,6 г (40 - 8,4 = 31,6), или у— = 0,2 моль,
перманганата калия.
1 способ.
0,16 моть 0 08 wib 0,08 мл;,- 0,08 ноль
2КМпОА = К2МпО6 г МпО2 + О2
158г'иоль \9~' моль 87г/л;оль 32г'>'О7ь
Убыль в весе образца происходит за счет выделения кислорода.
Находим массу выделившегося кислорода, она равна 2,56 г (40 - 37,44 =
? 56
3,2), или = 0,08 моль. Следовательно, 0,04 моль (0,2 - 0,16 = 0,04),
или 6,32 г (158 0,04 = 6,32), КМпСЦ не разложилось. По уравнению
реакции при разложении 0,16 моль КМпО4 образуется 0,08 моль, или
1970,08 = 15,76 г, К4МпО4 и 0,08 моль, или 87-0,08 = 6,96 г, МпОа. Таким
образом, в 37,44 г твердого остатка содержится 8,4 г примесей, 15,76 г
КаМпО-ц 6,96 г МпОз и 6,32 г неразложившегося КМпО4.
Я способ. Пусть прореагирует х моль КМпОл
х моль 0,5.x i / моль 0.5.x моль
2КМпО4 = К2МпО4+ МпО2 + О2
158 г,'моль 197 г 'моль 87 г'моль
Тогда массу твердого остатка будут составлять масса примесей,
массы образовавшихся манганата калия и диоксида марганца и масса
неразложившегося перманганата калия:
37,44 = 8,4 + 197 0,5х + 87 0,5х + (31,6 - 1 58х)
х = 0,16 моль
Ответ: 8,4 г примесей; 6,32 г КМпО4; 15,76 г КаМпО4; 6,96 г МпОа
12
ПримерЛ! Через суспензию, содержащую 7,4 г гашеной извести,
пропустили 8 л газовой смеси, содержащей 39,2% углекислого газа.
Определить количество образовавшегося СаСОз после полного
поглощения Сс>2.
Решение Jo условию задачи через суспензию, содержащую =
74
0,1 моль Са(ОН)2, пропустили 8-0,392 = 3,136 л, или = 0,14 моль,
22,4
СО2.
0,1 моль 0 1 моль 0 1 медь
Са(ОН)2+ СО, - СаСО, 4-+Н2О
недостаток избыток
0,04 моль
По уравнению реакции 0,1 моль Са(ОН)г реагирует с 0,1 моль СОа и
образуется 0,1 моль СаСОз, следовательно, 0,04 моль (0,14 - 0,1 = 0,04)
СОг находится в избытке. Образовавшийся карбонат кальция реагирует
с избытком yi-лекислого газа по уравнению:
0,04 моль 0 04 моль 0 04моль
СаСО3 4+ С02 +Н2О = Са(НСО3)2 + Н2О
избыток недостаток
р ,06 моль
Следовательно, после полного растворения углекислого газа
образуется 0,06 моль (0,1 - 0,04 = 0,06), или 100-0,06 = б г, карбоната
кальция.
Ответ: б г СаСОз
Пример 12. В раствор, содержащий 8,32 г сульфата кадмия,
погрузили цинковую пластинку. После полного выделения кадмия масса
пластинки увеличилась на 2,35%. Определить массу цинковой
пластинки.
Решение.
J способ. Реакция вытеснения кадмия цинком из сульфата кадмия
происходит по уравнению
CdSO4+ Zn =ZnSO4+ Cd
ШНмо» «Г. «ОЛЬ j|2l/Wb
Увеличение массы цинковой пластинки происходит за счет того,
что уходящий с пластинки цинк легче осаждающегося на пластинке
кадмия. Если прореагирует 208 г (1 моль) CdSO4, то согласно уравнению
реакции 65 г (1 моль) цинка перейдут в раствор, а 112 г (1 моль) кадмия
осадится на пластинке, т.с. масса пластинки увеличится на 47 г (112 - 65
= 47).
Если прореагирует 208 г CdSO4 , изменение массы составит 47 г
8,32 г CdSO4 --------------------------- х г
х= 1,88 г
Значит, если прореагирует 8,32 г CdSO4, то масса пластинки
увеличится на 1,88 г, что составляет по условию задачи 2,35% от
1,88-100
начальной массы пластинки, начальная масса пластинки равна -------------=
2.35
80 г.
13
8 32
II способ. По условию задачи в растворе было 8,32 г, или = 0,04
моль, сульфата кадмия, содержащего 0,04 моль, или 0,04 112 = 4,48 г,
кадмия. Так как весь кадмий выделился на цинковой пластинке, то в
раствор перешло 0,04 моль, или 0,04-65 = 2,6 г, цинка. Масса цинковой
пластинки увеличилась на 1,88 1' (4,48 - 2,6 = 1,88), а по условию задачи -
на 2,35%. Значит, масса пластинки до погружения в раствор была равна
= 80 г.
0,0235
Ответ: 80 г
Пример 13. В раствор, содержащий 14,64 г CdCb, погрузили
цинковую пластинку. Масса ее увеличилась на 3,29 г. Определить
степень выделения кадмия и состав солей, содержащихся в растворе.
Решение. Реакция вытеснения кадмия цинком из хлорида кадмия
происходит по уравнению
0.0? моль 0 07 моль 0,0? моль
CdCI, I Zn = ZnCI. t Cd
Isjr-MTOi e г/мо.и 'л ""
1 способ. В условии задачи не указывается, что кадмий
выделился полностью, следовательно, CdCb может прореагировать
частично. При полном взаимодействии CdCb выделится теоретическое
количество кадмия.
183 г CdCb выделится 112 г Cd
14,64 г CdCI2 --------х г Cd
х = 8,96 г Cd (теорет.)
Практическое выделение кадмия определяет увеличение массы
пластинки на 3,29 г
Ат = 47 г (112 - 65) выделяет 112 г Cd
3,29 г--------------х г Cd
х = 7,84 г Cd (практ.)
Степень выделения определяется отношением
. т.е. 100% = 87,5%
8,96 г
По практически выделенному количеству кадмия 0,07 моль
7 84
(ууу = 0,07) рассчитывается количество солей в конечном растворе. В
растворе содержится 9,52 г (136-0,07 = 9,52) ZnCb и 1,83 г CdCb (14,64 г
- 183-0,07 = 1,83).
II способ. По условию задачи при вытеснении кадмия из раствора,
14 64
содержащего 14,64 г, или —-—= 0,08 моль, хлорида кадмия, масса
пластинки увеличилась на 3,29 г, или = 0,07 моль. Следовательно,
выделилось из раствора 0,07 моль кадмия. Степень выделения кадмия на
14
пластинке равна
0.07
^-^-100% = 87,5%. В растворе останется 0,01 моль
(0,08 - 0,07 = 0,01), или 1,83 г (0,01183 = 1,83), CdCI2 и образуется 0,07
моль, или 9,52 г(136-0,07 = 9,52), ZnCIa
Ответ: 87,5%; 9,52 rZnCI2; 1,83 rCdCh.
Пример 14. В раствор соляной кислоты погрузили металлическую
пластинку из 2-х валентного металла массой 50 г. После выделения 336
мл газа масса пластинки уменьшилась на 1,68%. Из какого металла была
изготовлена пластинка?
Решение. Реакция протекает по уравнению
0,015мочь 0,015 моль
Me +WC1 = MeCI,+ II г Т
Находим уменьшение массы пластинки за счет растворения
металла в кислоте по формуле: тМе = т„„,ы со
milc = 50 0,0168 = 0,84 г
Значит, прореагировало 0,84 г металла и при этом выделилось 336
0.336 .
мл, или ----= 0,016 моль, водорода; по уравнению реакции находим, что
22,4
количество прореагировавшего металла также равно 0,015 моль.
., т 0.84
М = — = —'— = 56 гмоль (Fe)
v 0,015
Ответ: железо.
Пример 15. При растворении 10 г сплава Си, Fe и AI в соляной
кислоте образовалось 5,04 л водорода и 3,1 г нерастворимого остатка.
Определить массы компонентов в смеси.
Решение. При взаимодействии данного сплава с соляной кислотой
железо и алюминий переходят в раствор, а нерастворимый остаток - это
медь (3,1 г), т.к. медь в ряду активности металлов стоит после водорода и
не может вытеснить его из раствора соляной кислоты.
Пусть в сплаве содержится х моль железа и у моль алюминия.
X МОЛЬ X МОЛЬ
Fe + 2HCI = FeCI, + Н2
56 г ' модь
у мо?ь 1,5у моль
2AI + 6HCI = 2AICI, + ЗН2
Т7 г- Х
Определяем массу растворившихся металлов и количество
вещества выделившегося водорода: m (Fe + AI) = 6,9 г (10 - 3,1 = 6,9),
5 04
= 0,225 моль (г = = 0,225)
Составляем систему уравнений, используя полученные данные:
/ 56х + 27у = 6,9
{ х+1,5у = 0,225
Решая ее, находим, что х = 0,075 моль, а у = 0,1 моль
Отсюда, w?r= 56 0,075 = 4,2 г; mit= 27 0,1 = 2,7 г; /д,, = 3,1 г.
Ответ: 4,2 г Fc; 2,7 г AI; 3,1 г Си
15
Пример 16. В растворе массой 100 г, содержащем смесь соляной и
азотной кислот, растворяется максимум 24 г оксида меди (И). После
упаривания раствора и прокаливания, масса остатка составляет 29,5 г.
Определить массовые доли HCI и НМОз в исходном растворе.
24
Решение. По условию задачи 24 г, или 0,3 моль (—= 0,3), СиО
растворяется полностью в растворе кислот, при этом кислоты также
реагируют до конца. Пусть количество вещества HCI и растворе равно х
моль, a HNOg - у моль.
0.5хМО1Ь х моль 0,5х моиь
CuO + 2НС1 = СиС12 +Н,0
0,5умоль у моль 0,5? моль
СиО +2HNO3 = Cu(NO3),+ H;O
После выпаривания раствора остается смесь двух солей - хлорида
меди и нитрата меди, которую и прокаливают.
0,5х моль
CuCI2
135г/ моль
О 5у иопъ (| 5\ моль
2Cu(NO-.). = 2CuO + 4NO, + О.
80 1 . моль
Остаток состоит из неразложившегося хлорида меди и
образовавшегося оксида меди, масса которого равна 29,5 г. Составляем
систему уравнения:
у 0,5х + 0,5у = 0,3
| 135-0,5х <• 80-0,5у = 29,5
х = 0,2 моль: у = 0,4 моль
Находим массу и массовую долю кислот: тно = 7,3 г (36,5-0,2 = 7,3),
что составляет со„г. = 7,3%, = 25,2 г (63-0,4 = 25,2), сотп = 25,2%.
Ответ: 7,3% HCI, 25,2% HNO3
Задачи для самостоятельного решения
1. В 10 л раствора содержится 10 г РеВгз- Вычислить сколько всего
ионов содержится в 1 л этого раствора?
Ответ; 8,1-Ю2’ ионов.
2. К 30 г 30%-ного раствора НС] прибавили 30 г 30%-ного раствора
КОН. Сколько молекул воды содержится в полученном растворе?
Ответ: 15-1023 молекул.
3. Сколько молекул кислорода содержится в 1 л воздуха при н.у.,
если принять, что воздух содержит 21% кислорода по объему?
Ответ: 5,61-1021 молекул.
4. Из какого количества атомов состоит молекула парообразного
фосфора, если 175 мл его паров, приведенных к н.у., имеют массу
0,97 г?
Ответ: из четырех атомов.
16
5. Одна капля Морской воды содержит 50 млрд, атомов золота. 30
капель морской воды весят 1 г. Сколько г золота содержится в 1 т
морской воды?
Ответ: 4,9-Ю'4 г Au.
б. Число молекул пропанола в три раза больше числа молекул
бутанола в некотором объеме. Рассчитать массовые доли веществ в такой
смеси.
Ответ: 70,866% С3Н7ОН; 29,133% С4Н9ОН
7. Сколько атомов железа содержится в 200 г руды, содержащей
40% РеяОз и 15% ЕезОз?
Ответ: 8,355-102S атомов железа.
8. Некоторое количество смеси медного купороса и железного
купороса с равными массовыми долями веществ растворили в воде,
которую взяли з 6 раз больше по массе, чем смеси. Сколько атомов
кислорода приходится на один атом серы в полученном растворе?
Ответ: v(S) : v(O) = 1 : 97,68
9. В какой массе меди содержится 1 г электронов, если масса
. - I
1 е =---а.е.м. ?
1840
Отпет: 4050 г
10. В некоторой порции кристаллогидрата ацетата магния
находится 9,652-1023 атомов углерода и 3.371 1024 атомов водорода.
Вычислите число атомов кислорода, находящихся в этой порции
кристаллогидрата.
Ответ: Mg(CH3COO),-4Н,О ;19,264-Ю23 атомов кислорода
11. В смеси карбида кальция СаСз и карбоната кальция
содержится по 1,81-1024 атомов кальция и кислорода. Вычислите массу
этой смеси.
Ответ: 228 г смеси
12. В 2000 г раствора уксусной кислоты содержится 8,б-1025
электронов в составе кислоты. Определить массовую долю уксусной
кислоты в растворе.
Ответ: 13,39% СН.зСООН
13. В образце иодида кальция общее число атомов меньше, чем в
1,0 г хлорида натрия, но больше, чем в 1,0 г бромида алюминия.
Вычислите область допустимых .значений массы образца иодида
кальция.
Ответ: 1,464 г< mCali < 3,35 г
14. Найти формуму кристаллогидрата хлорида бария, зная, что
36,6 г соли при прокаливании теряет в массе 5,4 г.
Ответ: ВаС1а-2НгО
17
15. Вывести молекулярную формулу вещества, содержащего 58,5%
углерода, 4,1% водорода, 11,4% азота и 26% кислорода. Молярная масса
вещества равна 123 г/моль.
Ответ: CgHgNOi
16. При сжигании 5,76 г вещества образовалось 2,12 г соды,
5,824 л СОг и 1,8 г На О. Определить молекулярную формулу вещества.
Ответ: CyHsOaNa
17. При сжигании 3,3 г хлорсодержащего органического вещества
получено 1,49 л СОа и 1,2 г НаО. После превращения всего хлора,
содержащегося в данном количестве вещества, в хлорид серебра
получено 9,56 г AgCI. Плотность вещества по водороду равна 49,5.
Определить истинную формулу исследуемого вещества.
Ответ: C2H4CI2
18. Для определения состава калиевой соли одной из
кислородсодержащих кислот хлора взята навеска 0,254 г. При
восстановлении хлора в навеске, содержащиеся в растворе ионы хлора,
были осаждены AgNOa и масса осадка составила 0,297 г. Из другой
пробы массой 0,582 г был выделен кислород объемом 160 мл. Определить
формулу соли.
Ответ: КСЮз
19. Определить формулу соединения, если известно, что оно
содержит 28% Me, 24% S, 48% О по массе.
Ответ: Рег(ЗО4)з
20. При сгорании металла массой 3 г образуется его оксид массой
5,67 г. Степень окисления металла +3. Какой был взят металл?
Ответ: AI
21. При сжигании 3,68 г вещества образовалось 2,688 л СОа и
2,88 г Н2О. Определить молекулярную формулу вещества.
Ответ: СзНзОз
22. Состав минерала азурита следующий: СиО - 69,2%, СОз
25,6%, Н2О - 5,2%. Определить формулу вещества.
Ответ: 2СиСОз Си(ОН)г
23. Для сжигания некоторого количества азотсодержащего
вещества потребовалось 504 мл кислорода. Масса образовавшейся воды
равна 0,45 г. Объем газообразных продуктов реакции составили 560 мл.
После пропускания газовой смеси через раствор гидроксида натрия ее
объем уменьшился до 112 мл. Вывести молекулярную формулу вещества,
если его молекулярная масса равна 75 а.е.м.
Ответ: C2H5O2N
24. При нагревании до 110° С кристаллогидрат CuSO4-5H2O теряет
30% воды. Какова формула полученного вещества?
Ответ: 2CuSO4-7H2O
25. Некоторое количество соли MgCOanH^O прокалили до
прекращения выделения газа. Образовавшийся газ последовательно
18
пропустили через растворы серной кислоты и известковой воды, при
этом масса первого раствора увеличилась на 1,8 г, а во втором растворе
выпало 2 г осадка. Определить состав и количество взятой соли.
Ответ: MgCO3-5H2O; 3,48 г
26. В смеси, в которой количество вещества NaCI и NaBrnHaO
равны, массовая доля поваренной соли составила 29,62%. Установите
состав кристаллогидрата.
Ответ: NaBr- 2Н2О
27. В 2,0 молях кристаллогидрата разница между массой
кристаллизационной воды и массой безводной соли составляет 26,0 г.
Массовая доля кристаллизационной воды равна 0,468. Вычислить
молекулярную массу кристаллогидрата.
Ответ: 203,125 г/моль
28. Массовая доля кислорода в кристаллогидрате Fe(NOs)3-nH2O
равна 0,713. Установите формулу кристаллогидрата.
Ответ: Ре(1МОз)з-9Н2О
29. Важнейшей цинковой рудой является цинковая обманка. При
анализе было установлено, что 100 г этой руды содержит 32,5 г цинка.
Каково процентное содержание ZnS в руде?
Ответ: 48,5%
30. Вычислите, сколько железа и серы содержится в одной тонне
серного колчедана (пирита), содержащего 15% пустой породы?
Ответ: 396,67 кг Fe; 453,33 кг S
31. В состав минерального удобрения аммофоса входят
дигидрофосфат аммония (85%), гидрофосфат аммония (8%) и примеси,
которые не содержат азот. Определить процентное содержание азота в
аммофосе и количество атомарного азота в удобрении массой 200 кг.
Ответ: 12% N, 24 кг N
32. При прокаливании 49 г бертолетовой соли образовалось 7 л
кислорода. Определить выход кислорода в процентах от теоретического.
Ответ: 52,1%
33. При обжиге 792 г железного колчедана (пирита) получено 270 л
сернистого газа. Каково процентное содержание примесей в руде?
Ответ: 8,7% примесей
34. Из образца горной породы массой 25 г, содержащего минерал
аргентит Ag2S, выделено серебро массой 5,4 г. Определить процентное
содержание аргентита в образце.
Ответ: 24,8%
35. Песок массой 2 кг сплавили с избытком КОН, получив в
результате реакции силикат калия массой 3,82 кг. Определить выход
продукта реакции, если процентное содержание оксида кремния (ГУ) в
песке равно 90%.
Ответ: 82,7%
19
36. В руде содержится 23% Fe. Железо входит в состав FejOi.
Каково содержание в руде пустой породы?
Ответ: 68,24%
37. Вычислить содержание цинка в цинковой руде, содержащей
сульфид цинка, если при обработке 25 г этой руды разбавленной серной
кислотой выделяется 1,12 л газа (н.у.). Каково содержание примесей в
руде (в процентах но массе)?
Ответ: 13% Zn, 80,52% примесей
38. Сколько нужно взять фосфорита, содержащего 75% Саз(РО4)г,
чтобы получить из него 100 кг фосфора, если выход реакции составляет
85%.
Ответ: 784,3 кг фосфорита
39. Вычислите процент примесей в образце сильвинита NaCI KCI,
содержащего 15% калия.
Ответ: 48,85%
40. Из 320 г серного колчедана, содержащего 45% S, было получено
397 г 90%-ного раствора серной кислоты. Вычислить выход кислоты.
Ответ: 81%
41. Определить массу руды, содержащую 85% Саз(РО4)2, которую
необходимо взять для получения 400 г 60%-ного раствора фосфорной
кислоты, если потери фосфора в производстве составляют 17%, а выход
кислоты - 70%.
Ответ: 768,74 г руды
42. Определить массовую долю серы в стали, если при обработке
соляной кислотой 200 г стали, содержащей серу в виде сульфида железа,
выделяется сероводород, на поглощение которого затрачено 32 г 10%-
ного раствора сульфата меди.
Ответ: 0,32% S
43. Образец ВаСЬ, загрязненный хлоридом натрия, растворили в
воде и обработали избытком раствора сульфита натрия. Выпавший
осадок отфильтровали, а затем его обработали избытком раствора НВт,
при этом объем выделившегося газа составил 4,09 л (н.у.). Вычислить
массовую долю основного вещества в образце массой 40 г.
Ответ: 94,95%
44. Сколько необходимо нейтрализовать фосфорной кислоты,
чтобы образовалось 1,2 г дигидрофосфата и 4,26 г гидрофосфата
натрия?
Ответ: 3,92 г Н3РО4
45. Сожгли 2 л газовой смеси (н.у.), содержащей пропан.
Образовавшиеся газы пропустили через раствор гидроксида кальция, в
результате чего образовалось 8 г карбоната и 12,96 г гидрокарбоната
кальция. Определить процентное содержание пропана в газовой смеси.
Ответ: 89,6%
20
46. При частичном термическом разложении 15,04 г нитрата меди
образовалось 8,56 г твердого остатка. Определить степень разложения
нитрата меди и состав полученного остатка.
Ответ: 4,8 г СиО и 3,76 г Си(ИОз)2: степень разложения - 75%
47. При термическом разложении 25 г карбоната кальция
образовалось 17,3 г твердого остатка. Определить степень разложения
карбоната кальция и состав твердого остатка.
Ответ: 7,5 СаСОз и 9,8 СаО; степень разложения - 70%
48. Определить процентное содержание гидрокарбоната натрия в
кальцинированной соде, после прокаливания 10 г которой получено
9,69 г твердого остатка.
Ответ: 8,4% NaHCOa
49. К водному раствору, содержащему 4,59 г бромида калия,
добавили 15 г брома-сырца, содержащего примесь хлора. Смесь
выпарили, остаток прокалили. Вес остатка после прокаливания равен
3.96 г. Вычислить массовую долю хлора в броме-сырце.
Ответ: 3,35% С1а
50. Какую массу цинка надо растворить в серной кислоте для
получения водорода, которым можно восстановить оксид меди (II)
массой 14,4 г? Водород для восстановления необходим в двухкратном
избытке.
Ответ: 23,4 г Zn
51. К раствору, содержащему хлорид кальция массой 4,5 г,
прилили раствор, содержащий фосфат натрия массой 4,1 г. Определить
массу полученного осадка, если выход продакта составляет 88%.
Ответ: 3,41 г Саз(РО4)а
52. К раствору, содержащему 19,68 г нитрата кальция, прибавили
раствор, содержащий 19,68 г фосфата натрия. Образовавшийся осадок
отфильтровали, а фильтрат выпарили. Определить количество продуктов
реакции и состав их после выпаривания фильтрата.
Ответ: 12,4 г Саз(РОл)а, 20,4 г NaNOs, 6,56 г NasPO4
53. К раствору, содержащему 11,76 г фосфорной кислоты,
прибавили раствор, содержащий 16,8 г едкого кали. Определить состав
остатка, полученного при выпаривании раствора досуха.
Ответ: 12,72 г К3РО4; 10,44 г К2НРО4
54. К раствору, содержащему 33,3 г хлорида кальция, прибавили
раствор, содержащий 19,08 г карбоната натрия. Образованшийся осадок
отфильтровали и фильтрат выпарили. Определить состав
образовавшихся солей.
Ответ: 18 г СаСОз; 21,06 г NaCI; 13,32 г CaCIa
55. К раствору, содержащему 21,6 г хлорида меди, прибавили
раствор, содержащий 3,4 г сероводорода. Воду выпарили. Определить
состав твердого остатка.
Ответ: 9,6 г CuS; 8,1 г CuCh
21
56. На 58,5 г поваренной соли подействовали избытком
концентрированной серной кислоты. Весь выделившийся газ собрали и
растворили в 1 л воды. Затем к полученному раствору добавили 52,5 г
нитрата ртути (I). Каковы массовые доли веществ в конечном растворе?
Ответ: 2,8% HCI; 1,2% НИОз
57. Хватит ли 141 мл 15%-ного раствора уксусной кислоты
(р = 1,02 г/мл) для окисления 4,8 г магния?
Ответ: не хватит
58. 112 мл СО2 пропустили над 0,18 г раскаленного угля.
Образовавшуюся газовую смесь пропустили над 7,81 г нагретым
оксидом свинца (II). Сколько грамм 60%-ного раствора азотной кислоты
потребуется для растворения продуктов реакции?
Ответ: 9,45 г 60%-ной HNO3
59. К 180 г раствора, в котором массовая доля хлорида бария
равна 4,62%, а массовая доля соляной кислоты - 1,85%, добавили
постепенно карбонат бария, при этом выделилось 0,448 л углекислого
газа (н.у.). Вычислить массовые доли веществ в образовавшемся
растворе.
Ответ; 6,815% ВаС12; 1,02% HCI
60. Железную пластинку' массой 40 г опустили в раствор сульфата
меди. Когда она покрылась медью, масса ее увеличилась до 43 г. Сколько
граммов и атомов железа перешло в раствор?
Ответ: 21г Fe; 2,25-1023 атомов
61. В раствор, содержащий 9,4 г нитрата меди и 9,75 г нитрата
ртути, погрузили кадмиевую пластинку-' массой 50 г. На сколько
процентов увеличилась масса пластинки после вытеснения меди и ртути
кадмием при условии, что медь и ртуть полностью задерживаются на
пластинке?
Ответ: на 0,54%
62. В раствор, содержащий 3,2 г 2-х валентного металла в виде
хлорида, погрузили железную пластинку массой 50 г. После полного
выделения металла масса пластинки увеличилась на 0,8%. Определите,
соль какого металла находилась в растворе?
Ответ: Си
63. В стакан, содержащий 150 г 20%-ного раствора соляной
кислоты, опустили цинковую пластинку. Когда ее вынули, она весила на
6,5 г меньше, чем до реакции. Определить массовые доли веществ в
оставшемся растворе.
Ответ: 14,5%; а>7„„„ = 8,7%
64. Две пластинки с одинаковой массой, изготовленные из одного и
того же металла, проявляющего в соединениях степень окисления +2,
погрузили одну' в раствор сульфата меди, а другую - в раствор сульфата
ртути. Через некоторое время масса первой пластинки уменьшилась на
3,6%, а масса второй увеличилась на 6,675%. Определить, из какого
металла были изготовлены пластинки, если мольные изменения в
растворе одинаковы.
Ответ: Cd (кадмий)
65. При полном растворении смеси железных и цинковых опилок в
растворе сульфата Меди выделилось 12,8 г меди, При внесение того же
количества смеси в раствор сульфата железа (II) вес опилок уменьшился
на 0,63 г. Найти состав исходной смеси опилок.
Ответ: 7,28 г (61,5%) Fe; 4,55 г (38,4%) Zn.
66. 2 г цинковых опилок добавили к 100 г 10%-ного раствора
PbfNOaja. Через некоторое время масса опилок оказалась равной 3,4 г.
Какие соли и в каком количестве содержатся в растворе?
Ответ: 6,69 г Pb(NO3)2; 1,89 г Zn(NO3)a
67. В раствор сульфата кадмия погрузили цинковую пластинку
массой 50 г. После реакции, когда весь кадмий выделился на пластинке,
ее масса увеличилась на 3,76%. Сколько кадмия выделилось на
пластинке и сколько сульфата кадмия содержалось в растворе?
Ответ: 4,48 г Cd; 8,32 г CdSO4
68. При полном растворении смеси железных и цинковых опилок в
растворе сульфата кадмия масса их увеличилась на 35,6 г. При полном
растворении такой же смеси опилок в растворе нитрата свинца масса их
увеличилась на 102,1 г. Найти состав исходной смеси опилок.
Ответ: 26 г Zn; 16,8 г Fe
69. Медную проволоку массой 40 г опустили в 500 г 20%-ного
раствора нитрата серебра и вынули из раствора, когда концентрация
солей в растворе стала одинаковой. Найти концентрацию солей в
растворе и массу проволоки после реакции.
Ответ: 7,56%; 68,8 г
70. Железную пластинку массой 10 г опустили в 100 мл (р = 1 г/мл)
раствора МеСЬ. После полного выделения металла пластинку вынули, ее
масса стала равной 10,1 г. Кадмиевую пластинку массой 10 г опустили в
тот же раствор МеС1:>, после полного выделения металла пластинку
вынули, ее масса оказалась равной 9,4 г. Какова массовая доля соли в
исходном растворе.
Ответ: 1,69% CuCIa
71. В двух стаканах находится по 50 г раствора нитрата
неизвестного металла. В первый стакан добавили порошок цинка, а во
второй - такую же массу магния. По окончании реакции осадки
отделили и установили, что их массы отличаются на 0,164 г. При
нагревании осадков с раствором соляной кислоты выделился водород,
причем в обоих случаях осталось по 0,864 г Me, который не реагирует с
кислотой. Определить формулу нитрата и массовую долю его в исходном
растворе.
Ответ: 2,72% AgNOa
23
12. Определить содержание хлорида натрия в смеси хлоридов
натрия и калия, если при взаимодействии 3,25 г этой смеси с раствором
нитрата серебра образовали 7,25 г осадка.
Ответ: 54 % NaCI
73. При обработке раствором едкого натра некоторого количества
сплава алюминия с магнием выделилось 11,2 л водорода. При
взаимодействии того же количества сплава с соляной кислотой
выделилось 14 л водорода. Определить состав сплава.
Ответ: 9 г (75%) AI; 3 г (25%) Mg
74. К раствору, содержащему 12 г смеси солей СиЗОтэНзО и
FeSO4'7HaO прибавили избыток раствора хлорида бария. Масса
выпавшего осадка - 10,86 г. Определить состав исходной смеси.
Ответ: 8,525 г (71,04%) СиЗОтбНзО
3,475 г (28,96%) EeSO4-7H2O
75. Имеется раствор, содержащий серную и азотную кислоты.
Определить массовые доли кислот в растворе, если на нейтрализацию
30 г этого раствора расходуется 37,5 мл 19%-ного раствора едкого кали
(р = 1,18 г/мл), а при добавлении к 50 г такого же раствора избытка
хлорида бария образуется 11,65 г осадка.
Ответ: 9.8% H7.SO4, 18,9% НЫОз
76. На 10,4 г смеси оксида цинка с цинком подействовали
раствором щелочи. В результате сжигания выделившегося газа
образовалось 0,72 г воды. Определить массовую долю цинка в смеси.
Ответ: 25% Zn
77. После прокаливания смеси карбонатов магния и кальция масса
выделившегося газа равна массе твердого остатка. Определить массовые
доли веществ в исходной смеси
Ответ: 71,59% MgCOs; 28,41% СаСО3
78. Имеется смесь карбоната и гидрокарбоната натрия. На
нейтрализацию 50 г раствора этой смеси потребовалось 10 г 2%-ного
раствора едкого натра. После упаривания полученного раствора и
высушивания до постоянной массы было получено 25,74 г НагСОз-ЮНзО.
Определить состав исходной смеси.
Ответ: 9 г NacCOs; 0,42 г НаНСОз
79. 82 г смеси хлорида, нитрата и хлората калия прокалили до
постоянной массы, при этом выделился газ. При взаимодействии этого
газа с водородом образовалось 14,4 г воды. Продукты прокаливания
растворили в воде и раствор обработали нитратом серебра, при этом
выпало 100,45 г осадка. Определить состав исходной смеси.
Ответ: 37,25 г KCI; 20,2 г KNO.3J 24,5 г КСЮз
80. Некоторое количество смеси карбоната калия и
гидрокарбонатов натрия и калия прокалили до постоянной массы, при
этом выделилось 3,36 л газа и образовался твердый остаток массой
24
32,9 г. При обработке этого остатка избытком раствора соляной кислоты
выделилось 5/1 л газа. Определить состав исходной смеси солей.
Ответ: 13,8 г К2СО3; 8,4 г NallCOg; 20,0 г КНСОз
81. Смесь железных и алюминиевых опилок массой 22,54 г
обработали 591 мл 16%-ного раствора серной кислоты (р = 1,14 г/мл).
Образовавшийся раствор прореагировал еще с 181,44 г 25%-ного
раствора гидрокарбоната натрия. Определить массовые доли металлов в
исходной смеси.
Ответ: 49,69% Fe; 50,31% AI
82. Для взаимодействия с 600 г раствора, содержащего сульфаты
натрия и калия с одинаковыми массовыми долями, потребовалось 595,9
мл 16,5%-ного раствора хлорида бария (р = 1,1 г/мл). Определить
массовые доли солей в растворе.
Ответ: 6,78%
83. Имеется 24 г смеси сульфата, нитрата и гидрокарбоната
натрия, при прокаливании которой выделяется 2,24 л газа (н.у.). При
пропускании образовавшегося газа через избыток известковой воды
получено 5 г осадка. Определить состав исходной смеси.
Ответ: 7,1 г Na2SO4; 8,5 г NaNOj; 8,4 г NaHCOs
84. 60 г смеси, состоящей из хрома, кадмия и кремния, обработали
при нагревании избытком щелочи, при этом выделилось 22,4 л газа (н.у.).
При действии на такую же массу смеси избытка раствора разбавленной
серной кислоты выделяется 15,68 л газа (н.у.). Определить состав
исходной смеси.
Ответ: 20,8 г Ст; 33,6 г Cd; 5,6 г Si
85. 13,8 г смеси, состоящей из кремния, алюминия и железа,
обработали при нагревании избытком раствора гидроксида натрия, при
□том выделилось 11, 2 л газа (н.у.). При действии на такую же массу
смеси избытком раствора соляной кислоты выделяется 8,96 л газа (н.у.).
Определить массы компонентов в смеси.
Ответ: 2,8 г Si; 5,4 г AI; 5,6 г Fe
86. Прокалили 31,1 г смеси карбоната и гидроксида кальция. Для
полного поглощения газообразных продуктов прокаливания требуется
минимально 90 г раствора гидроксида натрия. При этом раствор щелочи
прореагировал полностью и образовался 16,55%-ный раствор продукта
реакции. Определить состав исходной смеси и массовую долю раствора
щелочи.
Ответ: 64,3% СаСОз; 35,7% Са(ОН)2; 8,89% NaOH
87. Смесь ВаСОз, KCI и MeS (ст. ок. Me - +2) общей массой 36,85 г,
в которой равны количество вещества всех солей, обработали избытком
раствора соляной кислоты. Объем выделившегося газа составил 4,48 л
(н.у.). Установите, сульфид какого металла входил в состав смеси.
Ответ: ZnS
88. В 1 кг раствора находилась смесь KNO.3, NFUCI и NaaP04 массой
70,0 г. При обработке 100,0 г такого раствора избытком раствора
5
щелочи выделяется 448 мл газа. При обработке 10,0 г исходного
раствора солей избытком раствора нитрата серебра выпадает 1,544 г
осадка. Вычислить массовые доли веществ в исходном растворе.
Ответ: 1,01% KNO3; 4,92% Na3PO4; 1,07% NH4C1
89. Смесь хлората и нитрата калия, массой 6,49 г нагрели до
полного прекращения выделения газа. Полученный газ пропустили через
трубку с нагретой медью. Образовавшееся вещество обработали 53,1 мл
19,6%-ного раствора серной кислоты (р - 1,13 г/мл). Для нейтрализации
оставшейся кислоты потребовалось 25 г 6,4%-ного раствора гидроксида
натрия. Вычислить массовые доли солей в исходной смеси и объем газа,
выделившегося при нагревании.
Ответ: 62,25% KNO3; 37,75% КСЮз; 1,12 л О2
90. При обработке смеси цинка, меди и железа избытком
концентрированного раствора гидроксида натрия выделился газ, а масса
не растворившегося остатка оказалась в 2 раза меньше массы исходной
смеси. Этот остаток обработали избытком раствора соляной кислоты,
объем выделившегося при этом газа оказался равным объему газа,
выделившемуся в первом случае. Вычислить массовые доли металлов в
исходной смеси
Ответ: 50% Zn; 43,1% Fe; 6,9% Си
91. Смесь сульфита аммония и сульфата щелочного металла общей
массой 16,8 г обработали при нагревании избытком раствора
гидроксида бария. Масса выделившегося газа в 9,88 раз меньше массы
исходной смеси, а масса образовавшегося осадка в 2,04 раза больше
массы исходной смеси. Установить, сульфат какого металла содержался
в исходной смеси.
Ответ: Li
92. К раствору смеси бромида и иодида калия добавили бромную
воду. Масса остатка, полученного при упаривании и прокаливании, на m
г- меньше массы исходной смеси солей. Полученную смесь вновь
растворили в воде и через образовавшийся раствор пропустили хлор.
Масса полученных после прокаливания солей на m г меньше массы
солей, полученных в первом опыте. Определить массовую долю солей в
исходной смеси.
Ответ: 3,87% КВг; 96,13% KI
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ
1. Закон Аеогадро: В равных объемах различных газов при
одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое
число молекул.
Установлено, что объем одного моля любого газа при нормальных
условиях (н.у.) составляет 22,4 л. Так как равные объемы газов содержат
одинаковое количество молекул, то, следовательно, массы равных
объемов двух газов относятся как их молекулярные массы.
т. _ М, __
т-, М.
26
где D ' относительная плотность первого газа по второму.
M = 2D„ = 29Влозд = 28DW = 4Dlte ....
Состояние газа характеризуется тремя основными величинами:
объемом V, давлением Р и температурой Т, измеряемой в градусах
Кельвина (Т - То + t° , i-де То = 273К, at0 - температура в градусах
Цельсия).
Соотношение, связывающее между собой объем, температуру,
давление и число молей газа, называется уравнением состояния газа.
Это уравнение выводится из законов Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и
Шарля (это законы для идеального газа, для которого допущено
отсутствие силы взаимодействия между частицами).
2. Закон Бойля-Мариотта для Т = const (изотермический
процесс): объем газа пропорционален величине, обратной давлению, при
постоянной температуре.
PiVi = P2V2.; или PV = const
3. Закон Гей-Люссака для Р = const (изобарический процесс):
изменение объема данной массы газа при постоянном давлении прямо
пропорционально изменению температуры.
У. V. V
— или - = const
Тг д т
4. Закон Шарля для V - const, (изохорический процесс): изменение
давления данной массы газа при постоянном объеме прямо
пропорционально изменению температуры.
Р; /J2 Р
— -- или — = const
7] Г, Т
Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличных
от нормальных: (нормальные условия (н.и): Ро = 101,325 кПа (1,013-Ю5
Па) = 1 атм = 760 мм.рт.ст.; То = 273К).
Для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются
уравнением, объединяющим эти частные газовые законы.
У Р V Р
- у-- = -Ю- -- - const {уравнение объединенного газового закона)
Если Vo обозначает объем 1 моля газа при н.у., т.е. 22,4 л, то для
всех газов отношение - - величина постоянная. Эта величина
Г3
называется универсальной газовой постоянной R. Численное
значение R зависит от единиц, в которых выражают объем и давление
газа: R = 8,3144 Дж/К-моль, если Р [кПа], V [м3] (система СИ)
R = 0,082 атм-л/К моль, если Р [атм], V [л]
R = 62,36 мм.рт.ст.-л/К-моль, если Р [мм.рт.ст.], V (л]
Уравнение объединенного газового закона для 1 моля газа будет
иметь следующий вид: PV = RT. Для v молей газа, где v = —, уравнение
М
приобретает следующий вид:
PV =—RT - уравнение Клапейрона-Менделеева
м
Если имеется смесь газов, то масса 1 моля смеси газов называется
средней молекулярной массой смеси газов. Средняя молекулярная
масса газовой смеси равна сумме масс каждого компонента.
z М1Х + МзУ + МзХ — Мсмеси
| X + у + Z = 1
где х, у, z - мольная доля каждого компонента в 1 моле смеси или это
доли объемных процентов.
Эту систему уравнений можно переписать, заменив число молей
газов па объем:
,, МУ., +М.К + Му. +...
Мсмеси = -‘---------------
г1+г2+к+...
Если известна молярная масса смеси двух газов, то сразу можно
определить состав этой газовой смеси. Например, для смеси На и СО,
молярная масса смеси равна 16 г/моль. = 2г/моль; Л/С01 = 44 г/моль).
у 44х + 2у = 16
( х + у= 1
Отсюда, х = 0,3333; у - 0,6667, т.е. в данной смеси содержится 33,33%
СО2 и 66,67% Н2.
При решении задач, в которых все компоненты находятся в
газовом состоянии, следует использовать закон объемных отношений
Гей-Люссака: объемы реагирующих газообразных веществ относятся
между собой и к объемам образующихся газообразных продуктов как
небольшие целые числа.
Это позволяет рассчитывать объемы, участвующих в реакции
газов, непосредственно по уравнению, минуя вычисление массы газов.
Например:
N2 г- ЗН, = 2NH, (ДУ = 4 - 2 = 2 я)
С,Н5 + 50, = ЗСО2+ 4Н2О (ДУ = 12 - б - б.т)
С2 Н, + 2Н2 = С2 Н6 (ДУ = 36 -12 = 24 я)
2С2’н, + 5О2 =4СО2+2Н2О(я) (ДУ = 28-16 = 12л)
8л 20., 16л 8.1
2С,Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2112О(н (ДУ = 28-24-4л)
Примеры решения типовых задач
Пример 1, При 25°С и давлении 99,3 кПа некоторое количество
газа занимает объем 152 мл. Какой объем займет то же количество газа
при 0°С и давлении 740 мм рт. ст.?
Решение. Используем уравнение объединенного газового закона:
т г,
28
(в этом уравнении давление должно быть выражено в одинаковых
единицах).
7бо мм.рт.ст. соответствует 101,3'25 кПа
740 мм.рт.ст.---------Р-2 кПа
Р2 = 98,65 кПа
К, 7/7,
Т, Р,
152-99,3-273
298-98,65
= 140,6
мл
Ответ: 140,6 мл
Пример 2. Определить объем кислорода, необходимый для
сжигания 40 л смеси оксидов углерода (II) и (IV), если 7,2 г ее при 27°С
и давлении 3 атм. занимает объем 2,05 л.
Решение.. По уравнению Клапейрона-Менделеева находим
молярную массу смеси газов (Мср= 28 г/моль; = 44 г/моль
mRT 7,2-0.082-300 о ,
Мсм=-----= — - — - —=28,8 г/моль
PV 2,05-3
Мем = Mix + Мзу
Решая систему уравнений, находим процентное содержание
каждого газа s смеси. Пусть в смеси содержится х молей СО и у молей
СО2
z- 28х + 44у = 28,8
{ х + у = 1
х = 0,95; у = 0,05, т.е. в смеси содержится 95% СО и 5% СО2
40 л исходной смеси содержит 40 л • 0,95 = 38 л СО и 40 л • 0,05 = 2 л
СО2 Сгорает только угарный газ. Используя закон объемных отношений
Гей-Люссака, находим необходимое количество кислорода по уравнению:
38д 19 п
2С0+О, =2СО.
Ответ: 19 л Оз
Пример 3. При растворении в серной кислоте 10 г сплава цинка с
магнием выделилось 5,2 л водорода, измеренного при 26° С и давлении
920 мм.рт.ст. Определить массовые доли металлов в смеси.
объединенного газового закона,
бы выделившийся в результате
решении задач но уравнениям
Решение. Пользуясь уравнением
определяем объем, который занимал
реакции водород при н.у., т.к. при
реакций объемы газов берутся при н.у.
.. PVTa 920-5,2-273 „ п ,с,
= - -'-----= 5.7Э л; V,, = 0,256 моль
Р„Т 760-299
Пусть в смеси находится х молей Zn и у молей Mg. Запишем уравнения
реакций:
X МОТЬ X моль
Zn +H,SO4 = ZnSO4 + Н2
65 г. моль
у M.O.Ib 3 моль
Mg * II.SO4 =MgSO, + н.
:9
г 65х + 24у = 10
х + у = 0,256
х = 0,0937 моль; у = 0,1628 моль
т2„ =6,1 г (65 • 0,0937 = 6,1) или 61%
mUg = 3,9 г (24 0,1628 = 3,9) или 39%
Ответ: 61% Zn, 39% Mg
Пример 4. Для сжигания 20 л пропан-бутановой смеси
израсходовано 620 л воздуха. Определить состав исходной смеси в
объемных процентах.
Решение. Обозначим объем пропана в смеси за х л, объем бутана -
у л. Реакции горения пропана и бутана протекают по уравнениям:
C3Hs+5O2 =ЗСО2 + 4П20
2С4Н1(,+1 зб” = 8сб2+ ЮН:О
Т.к. в воздухе находится 20% О3 , то объем кислорода,
израсходованный на сжигание смеси углеводородов, равен 124 л
(620 • 0,2 = 124). Составим систему уравнений:
z х + у = 20
{ 5х + 6,5у = 124
х = 4 л; у = 16 л.
4 16
<р,.н = - = 0,2; =— = 0,8.
с’н* 20 Ci"° 20
Ответ: 20% С3Н8; 80% СдНю
Пример 5. После смешивания 50 мл смеси NO и Na с 25 мл воздуха
объем смеси составил 70 мл. К смеси прибавили еще 80 мл воздуха, после
чего объем ее составил 135 мл. Определить состав исходной смеси,
смесей газов после первого и второго смешивания с воздухом.
Решение. Объем исходной смеси после первого смешивания с
воздухом равен 50 + 25 = 75 мл, после реакции объем стал равен 70 мл,
т.е. произошло уменьшение объема на 5 мл (75 - 70 = 5). Объем смеси
после второго смешивания с воздухом равен 70 + 80 = 150 мл, а после
реакции объем стал равен 135 мл, т.е. произошло еще уменьшение
объема на 15 мл (150 - 135 = 15). 25 мл воздуха содержат 5 мл (25 • 0,2 =
5) кислорода, 80 мл воздуха содержат 16 мл (80 0,2 = 16) кислорода.
Уменьшение объема смеси происходит только по реакции:
10 5 мл 10 мл
2NO+ О2 - 2NO, ,
причем уменьшение объема происходит за счет О,;. После первого
смешивания с воздухом весь кислород прореагировал, поэтому
неизвестно, все ли количество NO из исходной смеси прореагировало и
если все, то при втором смешивании газа с воздухом объем не должен
был бы измениться. Однако при втором добавлении воздуха объем смеси
опять уменьшился, следовательно, в смеси еще оставался NO.
30 >и. 15 мл 30 мл
2NO+ О2 = 2NO.
30
После этой реакции остается избыток кислорода, равный 1 мл,
следовательно, Весь NO, содержавшийся в исходной смеси,
прореагировал- 5о мл исходной смеси состоят из 40 мл NO (30+10= 40)
и 10 мл Na - После первого смешивания с воздухом 70 мл конечной смеси
содержат: 10 мл NOa, 30 мл NO, 30 мл Na (10 мл из исходной смеси и
20 мл из воздуха). После второго смешивания с воздухом 135 мл
конечной смеси состоят из 40 мл NO2, 1 мл О2, 94 мл Na (30 мл из
предыдущей смеси и 64 мл из воздуха).
Ответ: исходная смесь: 40 мл NO, 10 мл Na
первое смешивание: 10 мл NOa, 30 мл NO, 30 мл Na
второе смешивание: 40 мл NOa, 1 мл Оз, 94 мл Na
Пример 6. К 20 мл смеси ацетилена и азота прибавили 60 мл
кислорода. После реакции объем смеси стал равен 56 мл. Определить
состав исходной газовой смеси и ее плотность по воздуху.
Решение^ Объем исходной смеси равен 80 мл (20 + 60 = 80), после
реакции объем стал равен 56 мл, т.е. произошло уменьшение объема
смеси па 24 мл (80 - 56 = 24). Пусть в смеси было х мл ацетилена.
Запишем уравнение реакции горения ацетилена:
ЗС?Н2 + 5О" = 4СО. + 2Н2О
Изменение объема для любой реакции в газовой смеси, это объем
прореагировавших газов (х мл СаНг и 2,5х мл О2) за вычетом объемов
образовавшихся газов (2х мл СОа, объем воды не учитывается, т.к.
находится в жидкой фазе).
х + 2,5х - 2х = 1,5х “ 24 мл, откуда х = 16 мл
Следовательно, в исходной смеси было 16 мл С2Н2 (80%) и 4 мл Na
(20%). Находим среднюю молярную массу смеси, зная, что = 26
г/моль; Ми_ = 28 г/моль.
Мсм = 26-0,8 + 28-0,2 = 26,4 г/моль
Ub0M- 29 " 29 ’
Ответ: 80% СаНа; 20% Na; Овозд = 0,91
Пример 7, Определить состав газовой смеси, состоящей из СОа, Na
и Оа, если при пропускании 20 л ее через раствор щелочи объем
уменьшился до 15 л, а плотность исходной газовой смеси по воздуху
равна 1,18.
Решение. Вычисляем молярную масс)' смеси: Мсм = 29-1,18 = 34,22
г/моль. М(:Ог = 44 г/моль; = 28 г/моль; Мг)- = 32 г/моль.
Пусть имеется 1 моль смеси и в ней содержится х молей СОа, у
молей Na и z Молей Оз. При пропускании смеси газов через раствор
щелочи реагирует только СО?,:
2NaOH + СО2 = Na2CO3 + Н2О
I'm = 20 л - 15 л = 5 л , ipi:0 = — = 0,25 (или 25%)
Составим систему' уравнений:
31
44х + 28у + 32z = 34,22
J x+y+z=l
( x = 0,25
Решая эту систему уравнений, находим, что у = 0,195; z = 0,555
Ответ: 25% СО2; 19,5% N2; 55,5% О2
Пример 8. В закрытом сосуде при 150°С находится смесь 1
объема ацетилена и 2-х объемов кислорода. Как изменится давление в
сосуде, если сжечь ацетилен и образовавшуюся газовую смесь привести
к исходной температуре?
Решение. Предположим, что объем сосуда равен 3 л и в нем
находится 1 л С2Н2 и 2 л О2 , а давление (рИСх.) внутри сосуда равно 1 атм.
0.8 л 2 л 1,6 д 0,8 я
2С2Н, +50, = 4СО2+2Н2О , ,T.K.t=150°C
(на 1 объем С2Н2 требуется 2,5 объема O2, следовательно, кислород
находится в недостатке).
В конечной смеси содержится 0,2 л С2Н2, 1,6 л СОг, 0,8 л НгОшар) и
объем конечной смеси равен 2,6 л.
3 л смеси создают давление 1 атм.
2,6 л смеси------------х атм.
х = 0,866 атм.
Давление в сосуде уменьшилось на 0,134 атм. (1- 0,866 = 0,134) или
на 13,4%.
Ответ: уменьшится на 13,4%
Пример 9. Газ, полученный при взаимодействии 16,2 г алюминия
с избытком раствора едкого натра, смешали с газом, полученным при
взаимодействии некоторого количества карбида кальция с соляной
кислотой. Смесь пропустили пад никелевым катализатором. Плотность
конечной газовой смеси по водороду оказалась равной 8. Рассчитать
взятое количество карбида кальция.
Решение.
О 6 моль 0 9 мель
2AI + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[AI(OH)4] + ЗН? Т
v= 0,6 моль ; vH = 0,9 моль
Находим молярную массу смеси, она равна 16 г/моль (2 8 = 16).
Если Мсмеси меньше 24 г/моль, то в конечной смеси присутствует
избыток водорода и ома состоит из этана и водорода. Пусть
прореагировало х моль карбида кальция, тогда согласно уравнению
реакции образовалось х моль ацетилена
X МОЛЬ х моль
СаС2+ 2HCI = СаС12+С2Н,
х моль 2х мочь х моль (0,9-2х)моль
С2Н2+2Н2 =С?Н„(+ Н2 )
избыток
„ ЛЛ М/у+ЛДи, ЗОхт 2(0.9
Зная, что Мсмесп=---1, решаем уравнение 16 =------------------
и находим, что х = 0,3. Рассчитываем массу карбида кальция: тс„е =
19,2 г (64 0,3 = 19,2)
Ответ: 19,2 г СаС2
Пример 1О. В контактный аппарат для получения водорода подали
300 м3 смеси СО Ji Н2О (пар) в соотношении 1:5. После конденсации паров
воды объем смеси газов составил 80 м3. Определить степень
превращения оксида углерода (II).
Решение. Исходная смесь состоит из 50 м3 СО и 250 м3 HsOfnap).
Предположим, что прореагировало х м3 СО.
X и1 X м1 ХМ' хм
СО+Н2О = СО2 + Н,
Конечная стлесь после конденсации паров воды содержит х м3 СОа,
х м3 Н/ и (50 - х) тЛ3 СО и объем ее равен 80 м3.
х + х + (50 - х) = 80, отсюда х = 30
Степень превращения СО равна 0,6 = 0,6), или 60%.
Ответ: 60%
Пример 11. Чему равен объем озонированного кислорода,
содержащего 60% озона, необходимый для сгорания 40 л смеси,
состоящей из аммиака и угарного газа, если плотность ее по водороду
равна 10,5?
Решение. Сначала находим молярную массу смеси и процентное
содержание газоз в смеси.
Мсмеси =21 г/моль (2-10,5 = 21); Л/с0 = 28 г/моль; = 17 г/моль
с 17х + 28у = 21
{ х + у= 1
х = 0,6364; у = 0,3636; = 63,64%; <рсо= 36,36%
Следовательно, 40 л смеси содержат 14,544 л (40 0,3636 = 14,544)
СО и 25,456 л (40 0,3636 = 25,456) NH3
14.544 л 7,272л
2СО+ О? =2СО,
25/16 а 19,092 л
4NH1+ 30. = 2N2 + 6Н,0
Объем кислорода, необходимый для сжигания 40 л исходной смеси
газов, равен 26,36 л (7,272+19,092= 26,36). Смесь горит в озонированном
кислороде, содержащем 60% озона.
Известно, что 1 объем озонированного кислорода содержит 0,6
объемов озона и 0,4 объема кислорода.
0 6V 0.9 V
2 О , -о 30.
При разложении 0,6 объемов озона образуется 0,9 объемов
кислорода, т.е. из 1 объема озонированного кислорода, содержащего 60%
озона, получаем 1,3 объема (0,9 + 0,4= 1,3) чистого кислорода. Отсюда
следует, что для сжигания 40 л смеси необходимо взять озонированного
кислорода в 1,3 раза меньше, чем чистого кислорода: VОЗОН.КИСЛ.
26,36
1,3
20,28 л
Ответ: 20,28 л
Пример 12. Плотность смеси азота и водорода по водороду равна
3,6. Смесь пропустили через контактный аппарат, а затем через раствор
серной кислоты, в результате чего плотность оставшейся газовой смеси
по водороду стала равной 3,15. Определить, какое количество аммиака
образуется из 200 л исходной газовой смеси.
Решение. Находим молярную массу исходной газовой смеси:
Мсмеси = 7,2 г/моль (2 • 3,15 = 7,2).
Определяем процентный состав смеси:
28х + 2у = 7,2
{ х + у = 1
х = 0,2; у = 0,8; <р^ = 20%; = 80%.
Отсюда, 200 л исходной смеси содержат 40 л (200 0,2 = 40) N2 и
160 л (40 0,8 = 160) Н2.
хл Зхл Зхл
N2 + 3H2 = 2NH3
NHi + H1SOt-NHiHSOi
Пусть прореагировало х л азота и Зх л водорода и образовалось 2х л
аммиака. Конечная смесь содержит (40 - х) л азота и (160 - Зх) л
водорода, т.к. аммиак весь поглотился раствором серной кислоты, и ее
объем будет равен (200 - 4х) л. Молярная масса конечной газовой смеси
равна 6,3 г/моль (2 3,15 = 6,3).
,, 28(40-%)+ 2(160-3%)
6,3 = — ---~--------i , откуда х = 20,45 л
200-4%
Следовательно, прореагировало 20,45 л азота и образовалось 40,9 л
аммиака.
Ответ: 40,9 л NH3
Задачи для самостоятельного решения
1. Газометр, вместимостью 20 л, наполнен газом при температуре
17°С и давлении 103,3 кПа. Плотность газа но воздуху равна 0,4.
Вычислить массу газа.
Ответ: 9,94 г
2. При температуре 27°С и давлении 720 мм.рт.ст. объем газа
равен 5 л. Какой объем займет это же количество газа при температуре
39°С и давлении 104 кПа?
Ответ: 4,8 л
3. При сжигании 40 л смеси метана и этана образовалось 48 л
углекислого газа. Определить процентный состав газовой смеси.
Ответ: 80% СН4; 20% С2Нб
4. Масса 1,64 л смеси оксида углерода (II) и метана при
температуре 27°С и давлении 3,75 атм. равна 5,2 г. Какое количество
воздуха необходимо для сжигания этой смеси?
Ответ: 39,2 л
5. Вычислить плотность гремучего газа по водороду.
Ответ: 6
34
6. При н.у. 12 л газовой смеси, состоящей из аммиака и угарного
газа, весят 13 г. Определить состав взятой смеси и плотность ее по
водороду.
Ответ: 4,08 л NH3; 7,92 л СО; Z)ft = 12,13
7. Определить процентный состав газовой смеси, состоящей из
оксида углерода (II) и воздуха, если 3,58 г ее при давлении 5 атм. и
температуре 47°С занимает объем 0,656 л, а также состав смеси после
реакции.
Ответ: исх. смесь: 35,74% СО; 51,41% Na; 12,85% Оа
кон. смесь: 11,52% СО; 29,5% СО2; 58,98% Na
8. 2,8 л смеси СО и СОа прореагировали с 0,56 г кислорода.
Определить процентный состав исходной смеси.
Ответ: 28% СО; 72% СО2
9. Определить плотность по азоту' газовой смеси, состоящей из 30%
кислорода, 20% азота и 50% углекислого газа.
Ответ: 1,328
10. Определить объем кислорода, необходимый для сжигания 20,5
л бутана, измеренного при температуре 47°С и давлении 4 атм.
Ответ: 455 л Оа
11. После смешивания водорода с хлором получено 860 мл газовой
смеси, в которой произошла реакция. По окончании реакции газовую
смесь пропустили через водный раствор аммиака, в результате чего
объем газовой смеси уменьшился на 580 мл. Газ, прошедший через
раствор аммиака, взаимодействует с железом. Какие объемы водорода и
хлора были смешаны?
Ответ: 0,29 л Н2; 0,57 л С12
12. Смешали равные массы двух оксидов углерода. Какова
объемная доля каждого вещества в этой смеси?
Ответ: 38,9% СО2; 61,1% СО
13. Смесь 3 л пропина, 2 л ацетилена и 15 л водорода пропустили
над катализатором. Гидрирование прошло количественно. Вычислить
плотность по воздуху конечной газовой смеси.
Ответ: = 0,696
14. Вычислить объем сероводорода, который надо добавить к 2,7 л
СО2 (н.у.), чтобы средняя молярная масса газовой смеси стала равной
37,0 г/моль.
Ответ: 6,3 л H2S
15. В смеси простых газообразных веществ число атомов хлора в 2
раза меньше числа атомов кислорода и в 3 раза больше числа атомов
криптона. Какой объем (н.у.) занимает 5 г этой смеси?
Ответ: 2,15 л
16. Определить плотность по водороду газовой смеси, если
соотношение объемов содержащихся в пей бутана, пропана, этана и
35
метана равно соответственно 1:1: 2,5 : 3.
Ответ: DH = 15
17. К 250 мл смеси азота и оксида азота (II) добавили 100 мл
кислорода, после чего объем смеси уменьшился на 50 мл. Определить
состав исходной смеси в процентах по массе и по объему.
Ответ: 41,68% NO и 58,32% Na (по массе);
40% NO и 60% Na (по объему)
18. К смеси газов, состоящей из 20 мл пропана и 40 мл бутана,
добавили избыток кислорода, после чего смесь взорвали. На сколько
уменьшится объем газовой смеси?
Ответ: на 200 мл
19. При прохождении через озонатор 20 л кислорода 9% его
превратилось в озон. Вычислить объем озонированного кислорода.
Ответ: 19,4 л
20. При обработке 19 г смеси карбоната и гидрокарбоната натрия
соляной кислотой выделилось 5,06 л газа, измеренного при температуре
27°С и давлении 98,658 кПа. Сколько молей карбоната и гидрокарбоната
натрия было в смеси?
Ответ: 0,1 моль Na2CO3; 0,1 моль NaHCOs
21. К 100 мл смеси этана с азотом прибавили 200 мл кислорода.
После сгорания этана объем смеси составил 175 мл. Определить
объемный состав исходной газовой смеси.
Ответ: 50 мл С2Нв; 50 мл Na
22. При прохождении смеси равных объемов водорода и азота
через контактный аппарат 75% водорода превратилось в аммиак.
Определить в объемных процентах состав газовой смеси, выходящей из
контактного аппарата.
Ответ: 16,7% Н2 ; 50% N2 ; 33,3% NH3
23. После сжигания 100 мл смеси СО и СО2 и 100 мл воздуха объем
смеси составил 180 мл. К полученной смеси прибавили еще 60 мл
воздуха. После реакции объем смеси стал равен 228 мл. Затем добавили
еще 60 мл воздуха и подожгли. Объем конечной смеси составил 280 мл.
Определить состав исходной и конечной газовых смесей.
Ответ: исх. смесь: 80 мл СО и 20 мл СО2;
кон. смесь: 100 мл СО2, 4 мл О2 и 176 мл N2
24. Газ, полученный при прокаливании 4,9 г бертолетовой соли
смешали в сосуде, объем которого равен 4 л, с газом, полученным при
взаимодействии 6 г металлического кальция с водой. Определить состав
и давление газовой смеси при температуре 0°С (давлением паров воды
пренебречь).
Ответ: 28,57 % О2; 71,43% Н2, р = 1,175 атм.
25. К 110 мл смеси метана, водорода и азота прибавили 180 мл
кислорода. После реакции объем смеси составил 104 мл. При
пропускании продуктов реакции через раствор гидроксида натрия объем
36
ее уменьшился до 32 мл. Каков объемный состав исходной газовой
смеси?
Ответ: 72 мл СНц 28 мл На; 10 мл Na
26. Какой объем при температуре 750°С и давлении 1,4 атм.
займут газообразные продукты прокаливания 78 г смеси нитрата железа
(III), гидрокарбоната и перманганата калия с мольным соотношением
2:1:1 соответственно?
Ответ: 56,66 л
27. Плотность смеси кислорода с озоном по водороду равна 20.
Определить массовую, объемную и мольную доли кислорода в смеси.
Ответ: 50% Ог (мольная и объемная доли);
40% Ог (массовая доля)
28. Сожгли 20 мл газовой смеси, состоящей из азота, водорода и
кислорода. Плотность смеси по водороду равна 14. После конденсации
воды и приведения газовой смеси к первоначальным условиям ее объем
стал равен 17 мл. К образовавшейся смеси прибавили еще 50 мл воздуха
и снова сожгли, при этом объем смеси не изменился. Определить
объемные доли (в процентах) газов в исходной смеси.
Ответ: 10% На; 25% Na; 65% Ог
29. Вычислить массу 1 л смеси газов (н.у.), состоящей из равных
весовых количеств азота и углекислого газа.
Ответ: 1,53 г
30. К 100 мл смеси ацетилена, углекислого газа и азота прибавили
200 мл кислорода. После сжигания объем смеси составил 210 мл. После
пропускания конечной газовой смеси через раствор гидроксида натрия,
ее объем уменьшился до 60 мл. Каков состав исходной газовой смеси и ее
плотность ио воздуху?
Ответ: 60 мл СаНа; 30 мл СОз; 10 мл N2;
Ввозд. = 1,0896
31. В эвдиометре сожгли 100 мл смеси водорода, метана и
кислорода. После конденсации водяного пара и приведения к н.у. объем
образовавшейся газовой смеси составил 35 мл. При пропускании ее
через раствор щелочи объем остатка равен 25 мл и в ней вспыхивает
тлеющая лучинка. Определить состав исходной смеси газов.
Ответ: 10 мл СНц 30 мл Нг и 60 мл Ог
32. В закрытом сосуде взорвали 200 мл смеси водорода, кислорода
и азота. После приведения конечной смеси к н.у. объем составил 128 мл.
К образовавшейся смеси добавили 200 мл воздуха и снова взорвали,
после реакции объем стал равен 256 мл (н.у.). Определить процентный
состав исходной газовой смеси.
Ответ: 12% Ог; 48% Нг; 40% N2
33. 30 мл смеси Н2, СО, СОг и N2 пропустили через раствор щелочи,
после чего объем стал равен 28,5 мл. К нему добавили 15 мл Ог и
взорвали, объем образовавшейся смеси составил 15 мл (н.у.). После
37
пропускания ее через раствор щелочи осталось 3 мл газа. Найти состав
исходной смеси.
Ответ: 15 мл Не; 12 мл СО; 1,5 мл СОз; 1,5 мл N2
34. В закрытом сосуде при температуре 150°С находится смесь
равных объемов водорода и кислорода. Как изменится давление в
сосуде, если водород сжечь за счет кислорода и температуру сосуда
привести к исходной?
Ответ: уменьшится на 25%
35. В аппарат для получения водорода пропустили смесь угарного
газа и паров воды в соотношении 1:4. Определить степень превращения
СО, если после выхода парогазовой смеси из аппарата в ней содержалось
15% СО. Определить состав конечной парогазовой смеси.
Ответ: 5% СО2; 5% Н2; 15% СО; 75% Н2О;
степень превращения 25%
36. При пропускании 40 л смеси азота с водородом над
катализатором объем смеси уменьшился до 28,8 л. Сколько литров
кислорода потребуется для каталитического окисления образовавшегося
аммиака?
Ответ: 8,4 л О2
37. Определить объем озонированного кислорода, содержащего
40% озона, необходимый для сжигания 90 л смеси оксида углерода (II) и
метана, если плотность ее по водороду7 равна 10,5.
Ответ: 103,2 л
38. При сжигании 8 л смеси пропана и бутана израсходовано 40 л
озонированного кислорода, содержащего 30% озона. Определить состав
исходной газовой смеси.
Ответ: 4 л СзНз; 4 л СлНю
39. В закрытом сосуде емкостью 4 л смешали 2 л На, 1,5 л СН-ъ 0,5
л СО и 5 л О2. Смесь подожгли. На сколько изменится давление в сосуде
после реакции?
Ответ: при н,у. - уменьшится на 69,44%;
при t > 100° С - уменьшится на 13,89%
40. Смесь пропена и водорода с плотностью по водороду'
равной 9 пропустили над никелевым катализатором, при этом реакция
прошла с выходом 70%. Во сколько раз уменьшился объем газовой
смеси?
Ответ: в 1,39 раз
41. Смесь аммиака и водорода пропустили над раскаленным
оксидом меди (II), при этом масса трубки с оксидом меди (II)
уменьшилась на 0,16 г. Затем смесь пропустили над фосфорным
ангидридом, получив на выходе 22,4 мл газа (н.у.). Определить плотность
по воздуху исходной газовой смеси.
Ответ: 0,184
38
42. Газовая смесь состоит из Нс, СН4 и СО и имеет плотность 1,715
г/л при давлении 2 атм. и температуре О°С. Для полного сжигания 1
объема смеси необходимо затратить 4,75 объема воздуха. Определить
процентный состав взятой смеси.
Ответ: 20% Н2; 30% СН4; 50% СО
43. Смесь содержит С2Нб, СО и СзН8 и имеет плотность по азоту
1,3. К 100 мл смеси добавили 350 мл кислорода, после реакции объем
смеси стал равен 235 мл. Определить состав исходной смеси.
Ответ: 20% С2Н6; 30% СО; 50% СзН8
44. Смесь СО2, СО и NH3 имеет плотность по водороду 13. После
пропускания смеси через раствор со.-ляной кислоты конечная газовая
смесь имеет плотность по водороду 16. Определить состав исходной
смеси.
Ответ: 15% СО2; 45% СО; 40% NHs
45. Смесь С2Н4, СН4 и С8Н8 имеет плотность по водороду 13,5. К 30
мл смеси добавили избыток водорода, после реакции объем уменьшился
на 15 мл. Определить состав смеси.
Ответ: 50% С2Н4; 30,8%СН4; 19,2% С3Н8
46. Смесь СзНб, С2Н4 и С2Нб имеет плотность по гелию 8,5. К 10 л
этой смеси прибавили избыток кислорода и после реакции объем
конечной смеси составил 37 л. Эту смесь пропустили через раствор
шелочи, в результате объем смеси лщеньщиллся до 13 л. Определить
состав исходной смеси.
Ответ: 40% СзНе; 40% С2Н4; 20% С2Не
47. Плотность по пропану газовой смеси, состоящей из этилена и
паров воды, до пропускания через контактный аппарат для синтеза
этанола была равна 0,5, а после реакции стала равной 0,6, Определить
объемную долю паров этанола в реакционной смеси и степень
превращения этилена в этанол.
Ответ: 20% С2Н5ОН; степень превращения - 41,7%
48. Плотность по аммиаку газовой смеси, состоящей СО и Н2,
равна 0,5- После пропускания ее через контактный аппарат для синтеза
метанола плотность по аммиаку стала равной 0,625. Определить
объемную долю паров метанола в реакционной смеси и процент
превращения СО в метанол
Ответ: 1 2,5% СНзОН, степень превращения - 40%
49. К 30 л смеси, состоящей из этана и аммиака, добавили 10 л
хлороводорода, после чего конечная газовая смесь стала иметь плотность
по воздуху 0,945. Вычислить объемные доли газов в исходной смеси.
Ответ: 46,67% NH3; 53,33% С2Нь
50. К 35 л смеси, состоящей из углекислого газа и метиламина,
добавили 25 л бромоводорода, после чего конечная газовая смесь стала
иметь плотность по воздуху 1,942. Вычислить объемные доли газов в
исходной смеси.
Ответ: 57,14% СО2; 42,86% CH3NH2
51. Смесь бутана, ацетилена и этана, имеющая плотность по
водороду 18, была пропущена через склянку с бромной водой, после чего
ее плотность по водороду стала равной 19,7. Определить массовые доли
газов в исходной смеси.
Ответ: 40,3% С^Ню; 18,1% С2Н2; 41,6% С2Н6
52. Пары этаналя смешали с водородом в молярном отношении 1:2
при Р = 300 кПа и температуре 400°С в замкнутом реакторе,
предназначенном для синтеза этанола. После окончания реакции
давление газов в реакторе уменьшилось на 20% (температура постоянна).
Определить объемную долю паров этанола в реакционной смеси и
процент превращения уксусного альдегида в этанол.
Ответ: 25% C2HsOH; процент превращения - 60%
СТРОЕНИЕ АТОМА
Вопросы и упражнения
1. Какова структура атомов химических элементов? Какие
элементарные частицы входят в состав атома?
2. Что показывает атомный номер элемента?
3. Что такое катодные лучи? Какое значение имеет их открытие?
Что представляет собой электрон? Какова его масса и заряд?
4. Как распределяются электроны в атомах? Что такое
энергетический уровень?
5. Как обозначаются энергетические уровни в атомах? Какое
максимальное количество электронов может находиться на
энергетическом уровне?
6. Какие электроны называются валентными?
7. В чем заключаются особенности внешних энергетических
уровней? Какова структура внешнего энергетического слоя элементов
нулевой группы?
8. Что такое подуровни? Укажите число подуровней в разных
энергетических уровнях. Как обозначаются подуровни?
9. Укажите максимальное число электронов на каждом подуровне.
10. Какие элементы относятся к s-семейству? Приведите примеры.
11. Какие элементы относятся к р- и d-семействам? Приведите
примеры.
12. Каковы правила заполнения энергетических подуровней в
атоме?
13. Как построено ядро атома? Сформулируйте основные
положения протонно-нейтронной теории строения атома.
14. Охарактеризуйте основные свойства протонов и нейтронов.
15. Что такое радиоактивность? Какое значение имело открытие
радиоактивности для развития теории строения атома?
16. Охарактеризуйте сущность радиоактивного распада атомов.
Что представляют собой радиоактивные излучения?
17. Приведите примеры естественно радиоактивных элементов.
Укажите их положение в периодической системе элементов.
18. Что такое изотопы и изобары? Приведите примеры.
40
19. Назовите и напишите символы изотопов водорода и урана.
20. Что называется химическим элементом? Дайте определение на
основе теории строения атома.
21. Охарактеризуйте цепную реакцию деления ядер урана-235.
Напишите уравнение этой реакции.
22. Какие реакции называются термоядерными? Приведите
примеры. Каково их значение?
23. Постройте электронные схемы атомов натрия, серы, хлора,
хрома, висмута и Напишите их электронные конфигурации.
24. В чем состоит различие в электронных конфигурациях атомов
элементов главных и побочных подгрупп периодической системы?
Приведите примеры.
25. Почему в группы лантаноидов и актиноидов входит по 14
элементов?
26. Сколько электронов и протонов содержат следующие частицы:
SO3, SO<2?
27. Напишите электронные конфигурации атомов азота, магния,
алюминия, цинка, мышьяка, гелия, золота, радия, иода.
28. Напишите электронные формулы следующих соединений: Р2О5,
H2SO4, HNO3, (ПНч’зРСи.
29. Изотоп бериллия 9Ве, поглощая одну а-частицу и испуская
нейтрон, превращается в изотоп другого элемента. Какой элемент
образуется?
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
Вопросы н упражнения
1. Сформулируйте периодический закон Д.И. Менделеева.
2. Как изменяются химические свойства элементов при увеличении
атомной массы? Что является причиной периодического изменения
свойств химических элементов?
3. Как на основе периодической системы элементов определить
состав и формулу кислородных, водородных соединений? Приведите
примеры.
4. Охарактеризуйте свойства элемента с порядковым номером 24
па основании его положения в периодической системе элементов.
5. Что называется периодом? Как изменяются свойства элементов
в периодах с возрастанием порядкового номера?
б. Какие элементы относятся к металлам, а какие к неметаллам? На
чем основано деление элементов на металлы и неметаллы?
7. Как изменяется радиус атома в группе и периоде?
8. Что такое энергия ионизации? От чего она зависит и что собой
характеризует?
9. Что такое сродство к электрону? Что оно собой характеризует и
от чего зависит?
10. Что называется электроотрицательностью элемента?
41
11. Пользуясь таблицей элементов Д.И.Менделеева, напишите
формулы высших солеобразующих оксидов следующих элементов:
магния, марганца, циркония, хрома.
12. Напишите химические формулы следующих кислот: угольной,
хромовой, марганцевой, ванадиевой, вольфрамовой.
13. Напишите формулу вольфрамата калия, кальция.
14. Напишите формулы высшего кислородного соединения
углерода и водородного соединения кремния.
15. Какими химическими свойствами обладают элементы побочной
подгруппы У группы? Могут ли получаться водородные соединения этих
элементов?
16. Укажите, какая из двух ниже указанных щелочей является
более сильной и объясните почему: a) LiOH и CsOH; б) Са(ОН)2 и
Ва(ОН)2
17. Какой из указанных ниже оксидов хрома в большей степени
обладает кислотными свойствами: Сг2Оз или СгОз?
18. Какие общие свойства имеют элементы Мп и CI?
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Вопросы н упражнения
1. Что такое химическая связь?
2. Что характеризует образование любой химической связи?
3. Природа химической связи. Ее параметры: энергия связи,
длина, кратность, полярность.
4. Ковалентная связь. Два механизма ее образования.
5. Свойства ковалентной связи.
б. Неполярная, полярная и координационная (донорно-
акцепторная) связи, их характеристика, примеры.
7. Варианты перекрывания электронных облаков при образовании
ковалентной связи.
8. Что такое гибридизация атомных орбиталей? Чем она выгодна?
9. Укажите тип гибридизации углерода в молекуле диоксида
углерода.
10, Ионная связь, механизм образования и свойства.
11. Приведите примеры различия свойств атомов и ионов.
12. В чем сходство и различие ионной и ковалентной связей?
Приведите примеры.
13. Водородная связь и ее характеристика.
14. Металлическая связь, механизм ее образования и свойства.
15. Чем обусловлена высокая электропроводность металлов?
16. Связями какого типа характеризуются молекулы следующих
веществ: CI2, N2, СО2, NH3, Н2О, Ag2O, FeCI.3, HNO3, H2SC>4, Н3РО4, NaaPCM,
(NH4)2SO4, NH4HSO4, K2CO3, SO3, P2OS, НСЮ, СаВгг?
17. Почему для атомов фосфора, серы и хлора максимальная
валентность совпадает с номером группы, а для атомов азота, кислорода,
фтора она меньше номера группы?
42
ХИМИЧЕСКАЯ ЭНЕРГЕТИКА
Тепловые эффекты химических реакций
Термохимией называется раздел химии, занимающийся
изучением тепловых эффектов химических реакций.
Химические реакции, сопровождающиеся выделением тепла,
называются экзотермическими, а реакции, протекающие с
поглощением тепла - эндотермическими.
Уравнения химических реакций с указанием значений их тепловых
эффектов называются термохимическими уравнениями. Тепловые
эффекты выражаются в килоджоулях (кДж) или килокалориях (ккал).
Тепловой эффект экзотермической реакции может быть записан
двумя способами, например, термохимическое уравнение реакции
образования воды из водорода и кислорода:
Hz(,> + °2<г) = Н2О,ж) +286 кДж
или через изменение энтальпии:
Н2Ю +1 °2(г) = Н2О(Ж), ДН“_„„ = -286 кДж/моль
В первом уравнении показано количество выделившейся из
системы теплоты, а втором - уменьшение внутренней энергии самой
системы. Таким образом, изменение энтальпии (ДН) относится к
энергетическим изменениям в системе, а величина теплового эффекта
(Q) - к соответствующим изменениям в окружающей среде. Изменение
внутренней энергии системы (ДН) численно равно тепловому эффекту
реакции (Q), но противоположно по знаку в термохимических
уравнениях, т.е. ДН = - Q.
Для эндотермических реакций:
N\r)+|o,it) = NO(r;-90,4 кДж
или
N2(D * 2 °2Ю = N0(r)> ДНр-ц™ = +90,4 кДж/моль
В термохимических уравнениях, помимо символов химических
элементов и теплового эффекта, часто приводят символы, указывающие
агрегатное состояние реагентов и продуктов, а также используют
дробные коэффициенты для возможности пользоваться при расчетах
значениями стандартных теплот (энтальпий) образования и сгорания
веществ.
Стандартная теплота (энтальпия) образования сложного
вещества - это тепловой эффект реакции образования одного моля
химического соединения из простых веществ, устойчивых при данных
условиях, взятых в стандартных условиях (Р = 101,3 кПа, Т = 298°К).
|Иад+|Над = Ж(гщ 45.8 кДж
43
1 3
или 2^ад + -Над =NH;(r), ДН^ =-45,8 кДж/моль
Стандартная теплота (энтальпия) сгорания вещества - это
тепловой эффект реакции окисления одного моля сложного вещества до
соединений с высшими степенями окисления элементов или одного моля
атомов простого вещества до устойчивого оксида в высшей степени
окисления элемента при стандартных условиях (Т = 298°К, Р = 101,3 кПа)
С(П^) + О2(Г)=СО2(Г) +393,8 кДж
или
с<п»ф„т) + °2(г) = со2(1)> = “393,8 кДж/моль
Термохимические законы
Первый закон термохимии обычно формулируется следующим
образом: Тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютному
значению и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной
реакции.
Второй закон термохимии (закон Гесса): Тепловой эффект
химической реакции не зависит от пути ее протекания и определяется
только начальным и конечным состояниями системы.
Это означает, что тепловой эффект реакции окисления графита в
СОа будет одинаковым независимо от того, произойдет ли это окисление
непосредственно или через промежуточное образование СО. В этом
случае полное уравнение реакции может быть представлено в виде
алгебраической суммы ее отдельных стадий, а именно:
С + ^О2(Г) = СО(Г), ДН? =-110,8 кДж/моль
СО + “С)2(1) = СО2(Г), ДН? = -283,0 кДж/моль
С + О2(г) = СО2(Г), ДН?_цнн = -393,8 кДж/моль
В термохимических расчетах большое значение имеют следствия
из закона Гесса.
/ следствие. Тепловой эффект реакции равен разности суммы
теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и суммы теплот
(энтальпий) образования исходных веществ с учетом стехиометрических
коэффициентов в уравнении реакции.
^ци„=^ДН^11род-^ДНо%„а
Пример 1. Рассчитать тепловой эффект реакции: 2NH3 + СО2 =
(NH2)2CO + Н2О, если известны тепловые эффекты следующих реакций:
1 3
a) -N,,„+-H,(r(=NH,(r,+45.8 кДж
б) С + О2(г) = СО21Г) +393,8 кДж
в) N, +2Н2 + С + |о2(1) =(NH,)2СО+ 332,98 кДж
1') Нг +-О2(г! = Н,О + 241,98 кДж
44
Решение Из приведенного выше определения стандартной теплоты
(энтальпии) образования вещества делаем вывод, что тепловые эффекты
реакций а), б), в) и г) показывают стандартные теплоты образования
NH3, СО2, (NH’faCO и НаО. Тепловой эффект заданной реакции можно
рассчитать, используя 1-ое следствие из закона Гесса:
АНр-ции = Z АН°бр„рм - ЕАНобр.н«
ДНОр-шш = (ДНОрбр ((МН2)2СО) + ДНОобр (Н2О)) - (2AH%6p (NH3) + ДН0о6р (СО2))
ДН°Р ции = (-332,98 - 241,98) - (-2- 45,8 - 393,78) = - 89,58 кДж,
Ответ: ДН°р-Ции = - 89,58 кДж
П следствие. Тепловой эффект реакции равен разности суммы
и суммы теплот
стехиометрических
теплот (энтальпий) сгорания исходных веществ
(энтальпий) сгорания продуктов реакции с учетом
коэффициентов в уравнении реакции.
Пример 2. Теплоты сгорания бензола СеНб и ацетилена С2Н2
составляют соответственно 3268 и 1301 кДж/моль. Вычислить тепловой
эффект реакции ЗС2Н2 = СеНе.
Решение. Теплота и энтальпия сгорания вещества равны по
величине, но противоположны по знаку, следовательно, ДН°Сгор. (СеНв) =
- 3268 кДж/моль, а ДН0сгор. (С2На) = -1301 кДж/моль. По П-ому следствию
из закона Гесса:
дп — V* Л н° — \""лн0
£iIip-UHH / J 4X0crop исх ^сгор прод
ДНОр.ции = ЗДН°Сгор (С2Н2) - ДНО^р (СбНб)
ДН°р.ции = 3(-1301) - (- 3268) = - 635 кДж
Ответ: ДН°Р -ции 635 кДж
Задачи для самостоятельного решения
1. При сгорании 1 л ацетилена (0°С, р = 101,3 кПа) выделяется
58,2 кДж теплоты. Вычислить теплоту сгорания ацетилена.
Ответ: 1195 кДж/моль
2. Сколько тепла выделится при сжигании 38 г сероуглерода CS2,
если теплоты образования CS2, СО2 и SO2 соответственно равны
62,7, - 393 и - 297 кДж/моль?
Ответ: 524,85 кДж
3. Вычислить теплоту образования карбида кальция, если тепловой
эффект реакции СаО(тв) + ЗС(ТВ) -> СаС2(тв) + СО(Г>, ДН°р.Пии = 460,0 кДж,
1 „ „ „ „
если известно также
С(„)+|оад=СО(г)+110,5 кДж
Ответ: - 64,5 кДж/моль
4. Вычислить теплоту образования пероксида водорода, если
Н2Оад НО,. + |o2lr) +97/) кДж , Н2н) + |овд = Н2О(Ж) +286 кДж
Ответ: -188,1 кДж/моль
2 '“ЧЮ
45
5. Вычислить теплоту образования нитрита аммония, если
известны тепловые эффекты следующих реакций: NH«NO2(kP) -> Nair)
2Н2О(ж), ДНОр-щш = - 310 кДж и Н2(г) + ^Овд = Н2О(Ж), ДН(р.ции) = -285,8 кДж
Ответ: -261,6 кДж/моль
6. Определить теплоту образования оксида меди, зная, что при
восстановлении 20 г оксида меди углем выделяется монооксид углерода
и поглощается 5,4 кДж теплоты. Теплота образования монооксида
углерода составляет 110, 4 кДж.
Ответ: 132,1 кДж/моль
7. Вычислить теплоту образования оксида железа (III), если
тепловой эффект реакции Fe2O3(TB) +3CO(r) -> 2Fe(TB) + ЗСО2(Г), АН’ = -28,4кДж,а
ДН“6р(СО2) = -394кДж/моль, ДН°6р(СО) = -110,5кДж/моль
Ответ: -822,1 кДж/моль
8. Вычислить тепловой эффект реакции С2Н6 + Н2 —> 2СН4, если
стандартные теплоты сгорания этана, метана и водорода равны
соответственно 1562, 891 и 286 кДж/моль.
Ответ: Qp -НИИ — 66 кДж
9. Тонкоизмельченную смесь AI и ЕезО«, часто называемую
термитом, применяют для сварки металлических изделий, поскольку,
при поджигании термита выделяется большое количество теплоты и
развивается высокая температура. Рассчитайте минимальную массу
термитной смеси, которую необходимо взять для того, чтобы выделилось
665,26 кДж теплоты в процессе алюмотермии, если стандартные теплоты
образования FesCU и АЬОз равны 1117 и 1670 кДж/моль соответственно.
Ответ: 182,4 г
10. При сжигании паров этанола в кислороде выделилось 494,2
кДж теплоты и осталось 19,7 л не прореагировавшего кислорода,
измеренного при давлении 101,3 кПа и температуре 27°С. Рассчитайте
массовые доли компонентов в исходной смеси, если известно, что
теплоты образования СОа, паров воды и паров этанола составляют 393,5,
241,8 и 277,0 кДж/моль соответственно.
Ответ: 22,3% С2Н5ОН и 77,7% О2
11. Смесь А, образовавшуюся после реакции алюминия с железной
окалиной, обработали раствором щелочи, при этом выделилось 1,344 л
газа (н.у.). Если такое же количество смеси А обработать избытком
соляной кислоты, то выделяется 5,376 л газа (н.у.). Определить состав
исходной смеси в молях и в процентах по массе. Какое количество
теплоты выделится при реакции, если теплоты образования железной
окалины и оксида алюминия соответственно равны 1117 и 1670
кДж/моль.
Ответ: 1/,.сЛ = 0,06 моль; = 72,05%
vM = 0,2 моль; шА1 - 27,95%; Q = 66,6 кДж
46
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Скорость химической реакции
Скорость химической реакции (v) характеризуется изменением
концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см3) в единицу
времени (сек, мин, час).
Ддя гомогенной (однородной) системы скорость химической
реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или
образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице
объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической
реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или
образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице
поверхности раздела фаз.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции
1. Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах
реагентов).
2. Концентрации реагентов.
3. Температура.
4. Наличие катализатора.
5. Давление (для газов).
б. Излучение (ИК-, УФ-, радиоактивное, рентгеновское и т.д.).
7. Площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).
Влияние концентрации реагирующих веществ выражается
законом действия масс: при постоянной температуре скорость
химической реакции, протекающей _ в однородной среде,
пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,
возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.
Например, для обратимой гомогенной реакции, выражающейся
уравнением аА + вВ < > сС + dD, в соответствии с законом действия
масс, можно записать выражение скорости прямой и обратной реакций:
Vnp. = ki С° -С‘ и Vo6P = k2 С‘ -С' ,
где ki и к.; - константы скоростей прямой и обратной реакций.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она
показывает численное значение скорости химической реакции, с
которой реагируют вещества при их концентрации (или произведении
концентрации), равной единице. Константа скорости реакции зависит от
природы реагентов, температуры, наличия катализатора, но не зависит
от концентрации реагентов.
Пример 1. Написать математическое выражение закона действия
масс для реакций: a) 2NO(r) + О2(г| <-> 2NO2(r| ; б) Sjra) + Оад о ЭОад
Решение. Для реакции a) V„p = ki C2NO)-CiOi), V06P = k2 C2N0!) ,для
реакции 6) Vnp = krC(O ) , т.к. сера - твердое вещество, его концентрация
не входит в выражение скорости химической реакции. (Увеличить
47
скорость реакции окисления серы можно, если увеличить площадь
поверхности раздела фаз путем измельчения серы); Vogp = кг .
Пример 2. Реакция протекает по уравнению: 2NO + Ог <-> 2NOa.
Начальные концентрации веществ равны: Снач (мо;=8 моль/л, СИач(О2)= 4
моль/л. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти скорость прямой
реакции по истечении некоторого времени, если прореагирует 40%
кислорода.
Решение. Напишем математическое выражение закона действия
масс для прямой реакции: Vnp = k-C(2WO)-С(Ог). Скорость реакции в
начальный момент времени равна Vnp = 0,4-(8)2 4 = 102,4 моль/л-мин.
По условию задачи прореагировало 40%, или 1,6 моль/л (4 0,4= 1,6) Ог. и
в системе осталось 2,4 моль/л (4 - 1,6 = 2,4) Ог.
2NO+6" o2N02
По уравнению реакции находим, что прореагировало 3,2 моль/л
оксида азота (II), тогда в системе осталось 4,8 моль/л (8 - 3,2 = 4,8) NO.
Скорость реакции в этот момент будет равна Vnp = к-СД,,,,ОСт-C'!i9!)OCT =
0,4 • (4,8)2 • (2,4) ~ 22,118 моль/л-мин.
Влияние давления на скорость реакции между газами.
Изменение давления газовой смеси вызывает пропорциональное
изменение концентраций всех веществ, находящихся в системе, поэтому
изменение скорости реакции можно рассчитать по закону действия
масс.
Пример 3. Как изменится скорость прямой и обратной реакций в
системе СгНг + 2Нг <-> СгНб при увеличении давления в 3 раза?
Решение. До изменения давления скорости прямой и обратной
реакции выражались уравнением:
Vnp - ki • C(CjH;) • C(Hj) и Vogp - кг Цс,»,)
Вследствие увеличения давления концентрация каждого из
реагирующих и образовавшихся веществ возрастет в три раза.
Следовательно, теперь V пр = ki (3C(Ci„!( )(3C(„i))2 27ki С(С,Нг)-С(Н2)
и v'06p = Зкг С(С Я4). Сравнивая полученные выражения, находим, что
скорость прямой реакции возрастет в 27 раз, а обратной - в 3 раза.
Влияние температуры описывает эмпирическое уравнение
Вант-Гоффа:
где ti - начальная температура; tz - конечная температура;
у - температурный коэффициент скорости, показывающий во
сколько раз изменится скорость гомогенной химической реакции при
изменении температуры на 10°С. Для большинства реакций значение
48
температурного Коэффициента колеблется в интервале от 2 до 4, Для
ферментативных реакций у достигает 7.
Пример 4, Во сколько раз изменится скорость некоторой реакции
при повышении Температуры от 10°С до 80°С, если у = 2?
Решение^ Подставляя значения температуры и температурного
коэффициента в уравнение Вант-Гоффа, находим
У у-l, у «О-!0
= V 10 ; -“1 = 2 10 = 26 7 =128
Таким образом, скорость реакции возрастет в 128 раз.
Влияние катализатора. Катализаторы - вещества, изменяющие
скорость химических реакций, но остающиеся неизменными как по
массе, так и по составу.
Механизмы каталитических реакций могут сильно различаться, но
общим для них является то, что в присутствии катализатора снижается
энергия активации реагирующих веществ, т.е. процесс взаимодействия
идет по другому' пути, который приводит к увеличению скорости
реакции.
Задачи для самостоятельного решения
1. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении
температурь! на 40°С? (Температурный коэффициент скорости реакции
равен 3).
Ответ: в 81 раз
2. Константа скорости реакции 2КгО <-> 2N2 + О2 при 900°С равна
5104. Начальная концентрация оксида азота (I) равна 3,2 моль/л.
Определить скорость реакции в начальный момент и в тот момент, когда
разложилось 25% N2O.
Ответ: VHa-< = 5,12-Ю'3 моль/л-т, V' = 2,88-Ю*3 моль/л-т
3. Скорость некоторой реакции при повышении температуры от
40°С до 70°С увеличилась в 8 раз. Определить значение температурного
коэффициента скорости реакции.
Ответ: 2
4. Как изменится скорость прямой реакции 2NO20N2O4 при
увеличении давления в системе в 2 раза?
Ответ: увеличится в 4 раза.
5. Как изменится скорость реакции
Na2S2O, + H2SO4 = SO2 + S + Na,SO4 + H2O
после разбавления реагирующей смеси в 4 раза?
Ответ: уменьшится в 16 раз.
6. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость
реакции возросла в 64 раза, если температурный коэффициент скорости
реакции равен 2?
Ответ; на 60°С
49
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Химические реакции по признаку обратимости делятся на
необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся
такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов
полностью не израсходуется. Признаками необратимых реакций,
протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б)
образование газа, в) образование слабого электролита.
Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые
протекают одновременно в двух взаимно противоположных
направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства
пользуются противоположно направленными стрелками (<->).
С течением времени скорость любой реакции, измеряемая по
убывающим концентрациям исходных вещее гв, будет уменьшаться, так
как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются
(скорость прямой реакции). Если реакция является обратимой, то по
мере увеличения концентраций продуктов ее скорость будет возрастать
(скорость обратной реакции). Как только скорости прямой и обратной
реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается
химическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех
веществ, находящихся в системе, прекращается.
Количественной характеристикой состояния равновесия является
константа химического равновесия К, которая определяется
i
отношением констант скоростей прямой и обратной реакций К = —. В
подавляющем большинстве случаев константы скоростей прямой и
обратной реакций не равны, Константа равновесия - постоянная при
данной температуре величина и определяет соотношение между
равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ,
возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.
Например, для процесса N2 + ЗН2 <-> 2NH3 К -
Квадратной скобкой обозначена концентрация каждого вещества в
момент равновесия, так называемая равновесном концентрация.
Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и
температуры. Катализатор не влияет на состояние равновесия.
Присутствие катализатора в системе лишь изменяет время его
достижения. В состоянии равновесия система может находиться до тех
пор, пока не изменится хотя бы одно из внешних воздействий:
50
температура, концентрация одного из реагентов, давление (для газов).
Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних
воздействий, определяются принципом подвижного равновесия
(принцип Ле-Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся
в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в
направлении, при котором эффект произведенного воздействия
ослабляется.
На смешение равновесия оказывают влияние:
I) изменение температуры: эндотермический процесс
ускоряется в большей степени при повышении температуры и, наоборот,
при понижении температуры ускоряется экзотермический процесс;
2) изменение давления (для реакций, протекающих в газовой
фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в
направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и,
наоборот, понижение давления способствует процессу,
сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без
изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает
влияние на химическое равновесие.
3) изменение концентрации: увеличение концентрации
исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции,
при этом протекающий в системе процесс завершится, когда скорости
прямой и обратной реакций станут равны и установится новое
равновесие. Уменьшение концентрации одного из продуктов реакции
(вывод из системы) приводит к смещению равновесия в сторону его
образования.
Примеры решения типовых задач
Пример I. Обратимая реакция выражается уравнением
2СО + О2 -еэ 2СО2 .
В состоянии равновесия концентрации веществ в системе
соответственно равны: [СО] = 0,2 моль/л, [Оз] = 0,7 моль/л, [СОа] = 0,4
моль/л. Вычислить константу химического равновесия и исходные
концентрации СО и О2.
Решение. Константа равновесия данной реакции выражается
[СО I2
уравнением: К = 2 Подставляя в него данные задачи, получаем:
к _ (<W _ °’16 ,5 71
(0,2)2-(0,7) 0,028 ’
0,4 0,2 0.4
2СО+ О2 2СО2
Поскольку по условию задачи образовалось 0,4 моль СО2, то при
этом было израсходовано 0,4 моль СО и 0,2 моль Оз. Таким образом,
искомые исходные концентрации веществ равны:
Сс!,- 0,2 + 0,4 = 0,6 моль/л и С01 = 0,7 + 0,2 = 0,9 моль/л
Пример 2. Реакция протекает по уравнению С2Н6+Н2-> 2СН4.
Равновесие в системе установилось в тот момент, когда прореагировало
51
20% водорода. Рассчитать константу химического равновесия,
зная, что исходные концентрации веществ соответственно
равны: С(СА)= 10 моль/л, С(Н ,= 8 моль/л.
Решение. Согласно условию задачи, п реакцию вступило 20% , т.е.
1,6 моль/л (8 • 0,2 = 1,6) водорода, и осталось неизрасходованным 6,4
моль/л (8 - 1,6 = 6,4) его.
1,6 1,6 3,2
С2Н6 + Н2 —> 2СН4
По уравнению реакции образовалось 3,2 моль/л СН« и вступило в
реакцию 1,6 моль/л СаНе; осталось неизрасходованным 8,4 моль/л (10
- 1,6 = 8,4) СгНе. Таким образом, равновесные концентрации равны:
[СаНб] ~ 8,4 моль/л, [На] = 6,4 моль/л, [СЩ] = 3,2 моль/л. Зная
равновесные концентрации веществ, вычисляем константу химического
равновесия:
Пример 3. В каком направлении сместится равновесие в системах;
a) Na + Ог 2NO - 90,4 кДж
б) 2SO2 + Ог -о 2SO3 + 192 кДж
в) 4СО + 2SO2 о 2S(r) + 4СОг + 46,5 кДж
г) 2NH3 т-> Na + ЗН2 , ДНОр.ции = + 46,5 кДж
при повышении температуры, при понижении давления?
Решение. Реакции а) и г) - эндотермические, следовательно, при
повышение температуры равновесие сместится вправо. Реакции б) и в) -
экзотермические, повышение температуры смещает равновесие в
системе влево. Понижение давления способствует смещению равновесия
вправо для реакции г), влево - для реакций б) и в) и не влияет на
состояние равновесия для реакции а).
Пример 4. Какие факторы будут способствовать смещению
равновесия влево для реакции, описываемой уравнением:
H2S + 1,5О2 «-> НгО(г) + SOa + 563 кДж?
Решение. Увеличить скорость обратной реакции и тем самым
сместить равновесие влево можно: 1) увеличив концентрацию Н2О или
ЭОг, 2) увеличив температуру системы, 3) уменьшив давление, 4)
уменьшив концентрацию H2S или О_>.
Задачи для самостоятельного решения
1. При определенных условиях в системе 2SO,(r) + О2(1) <-> 2SO3(r)
установилось равновесие. Определить равновесные концентрации
кислорода и диоксида серы, если известны исходные концентрации
SO2 и О2 и равновесная концентрация SO3: =0,6 моль/л,
Со =0,4моль/л, [SOj] - 0,4моль/л.
Ответ: [О2]= 0,2 моль/л, [SO2] = 0,2 моль/л
52
2. В системе HJ(r) + Cl2(r) <-> 2НС1(Г) установилось равновесие*
Исходные концентрации водорода и хлора соответственно равны 1
моль/л и 0.8 моль/л. Константа равновесия равна 4. Определить
равновесные концентрации всех веществ в системе.
Ответ: [П2] = 0,56 моль/л, [С12] = 0,36 моль/л, [НС1]=0,88 моль/л
3. При определенных условиях в системе 2NO(r) + О2(г) <-э 2NO2(r;
установилось равновесие, при котором равновесные концентрации
веществ соответственно равны [NO]“ 4 моль/л, [О2]= б моль/л, [NO,] = 10
моль/л. Определить исходные концентрации NO и О2.
Ответ: Сл0 =14 моль/л, Со =11моль/л
4. Как повлияет уменьшение давления на смещение равновесия в
реакциях:
a) 2S02(i)+02(r)o2S03(r,
б) 3Fe2O,(TB)+CO(r) о 3Fe3O4(„, + СО,(Г)
в) N2O4„ <-> 2NO2(r)
г) СО(Г)+CI2|r) <-> С0С12(1)
РАСТВОРЫ
Растворы - это однородные (гомогенные) дисперсные системы,
состоящие из двух или большего числа компонентов (относительные
количества которых могут меняться в широких пределах) и продуктов их
взаимодействия.
Растворы занимают промежуточное положение между
механическими смесями (растворы характеризуются непостоянством
своего состава и могут быть разделены на составные части) и
химическими соединениями (растворы однородны, устойчивы,
образование растворов сопровождается энергетическим эффектом).
В настоящее время установлено, что при растворении молекулы
растворяемого вещества связываются с молекулами растворителя, при
этом образуются сольваты (если растворитель вода, то образуются
гидраты). На разрушение связей между молекулами энергия
затрачивается, а при образовании гидрата (сольвата) энергия
выделяется; разница между этими энергиями будет наблюдаться в виде
теплового эффекта растворения, которая может быть как
положительной, так и отрицательной.
Способы выражения концентрации растворов
1 .Массовая доля раствора а>(х). Выражается отношением массы
растворенного вещества т(х) к массе раствора.
(х) =---
тг-1»
Является величиной безразмерной или выражается в процентах:
53
й)(л-)% = -^--ЮО%
Например, 5%-ный раствор: массовая доля со(х) = 0,05) или, <о(х) =
0,25 (25%-ный раствор).
2 . Молярная концентрация раствора С(х). Выражается
отношением количества растворенного вещества п(х) к объему раствора,
выраженному в литрах.
С(х) [моль/л]
Т.к. количество вещества п(х) выражается отношением массы
вещества ш(х) к его молярной массе М(х), то молярную концентрацию
раствора удобно выразить как
с(х) = — 1моль/л]
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Найти массовую долю глюкозы в растворе, полученном
при растворении 40 г глюкозы в 280 г воды.
Решение. Находим массу полученного раствора: тр.ра = т(х) +
Шводы = 40 г + 280 г = 320 г, затем по формуле <о = —, рассчитываем
тР-Р°
40
массовую долю глюкозы в растворе со = = 0,125 (12,5%)
Ответ: 12,5%-ный раствор глюкозы.
Пример 2. Найти массу сульфата натрия, содержащуюся в 500 мл
8%-ного раствора (р = 1,075 г/мл).
Решение. Находим массу раствора сульфата натрия mr, p;, = Vp.pa •
р = 500 мл 1,075 г/мл = 537,5 г, а затем рассчитываем массу
растворенного вещества тв-ва = тр.ра - шв-ва = 537,5 0,08 = 43 г.
Ответ: 43 г NasSO4
Пример 3. Из 400 г 20%-ного раствора вещества при охлаждении
выпало 50 г растворенного вещества. Найти массовую долю вещества в
оставшемся растворе.
Решение. Находим массу вещества в исходном растворе: тв.ва = тр.
Ра ® = 400 г • 0,2 = 80 г. Вычисляем массу раствора после охлаждения и
массу вещества в этом растворе: тр.ра = 400 - 50 = 350 г, ти па = 80 - 50 =
30 г. Массовая доля вещества в оставшемся растворе равна ®в-ва =
30/350 = 0,0875 или 8,75%.
Ответ: 8,75%
Пример 4. В 200 мл воды растворили 17,92 л хлороводорода.
Найти массовую долю соляной кислоты в растворе.
Решение. Принимая плотность воды равную 1 г/мл, находим массу
поды: m = V-p - 200-1 = 200 г. Вычисляем массу растворенного
54
хлороводорода и массу полученного раствора. тК1= —~ = 29,2 г,
гпр.ра = 200 + 29,2 = =229,2 г, отсюда массовая доля соляной кислоты в
растворе равна а>на = 0,127 или 12,7%.
Ответ: 12,7%-ный раствор HCI
Пример 5, Сколько г 30%-пого раствора хлорида натрия надо
добавить к 300 г воды, чтобы получить 10%-ный раствор.
Решение^ Принимая массу 30%-ного раствора хлорида натрия за х
г, вычисляем массу растворенного вещества, содержащегося в этом
растворе jnNaci = m • ш = х • 0,3 г. Масса полученного раствора равна (300
+ х) г. Так как полученный раствор должен быть 10%-ным и в нем
0 Эх
должно содержаться 0,Зх г вещества, запишем, что 0,1 = —’--. Решая
300 + х
это уравнение, находим х = 150 г.
Ответ: 150 г 30% -кого раствора.
Пример 6. Определить массовую долю серной кислоты в растворе,
полученном при смешивании 200 мл 70%-ного раствора H2SO4 (р =
1,6 г/мл) и 300 мл 25%-ного раствора H2SO4 (р = 1,18 г/мл).
Решение. Масса 200 мл 70%- ного раствора серной кислоты, с
плотностью равной 1,6 г/мл, равна 200 1,6 = 320 г. В нем содержится
320 - 0,7 = 224 г серной кислоты. Масса 300 мл 25%-ного раствора
серной кислоты равна 300 1,18 = 354 г и в нем содержится 354 0,25 =
88,5 г серной кислоты. Конечный раствор массой 674 г (320 +354 = 674)
содержит 312,5 г (224 + 88,5 = 312,5) серной кислоты. Таким образом,
массовая доля кислоты в полученном растворе равна и
31? 5
---Р = 0,464 (46.4%)
674
Ответ: 46,4%-ный раствор H2SO4
Пример 7. Определить соотношение масс 82%- и 17%-ного
растворов серной кислоты, необходимые для приготовления 30%-ного
раствора.
Решение, Пусть масса 82%-ного раствора равна х г, тогда в нем
содержится 0,82х г серной кислоты, а масса 17%-ного раствора равна у г
и в нем содержится 0,17у г серной кислоты. Масса полученного раствора
будет равна (х + у) г, а масса, серной кислоты, содержащейся в этом
растворе, - (0,82х + 0,17у) г. По определению массовой доли со ~ ———
„„ 0,82x + 0,17v
записываем отношение 0,3 =---------- .
х + у
0,Зх + 0,Зу = 0,82х + 0,17у
0,13у = 0,52х ; у = 4х
Вычислив у, мы находим, что для приготовления 30%-ного
раствора серной кислоты необходимо взять 82%-ного раствора в 4 раза
меньше по массе, чем 17%-ного раствора.
Ответ: т№п: = 1 : 4
55
Пример 8. Смешали 100 г 20%-ного раствора и 60 мл 32%-ного
раствора гидроксида натрия (р = 1,14 г/мл). Плотность полученного
раствора равна 1,1 г/мл. Найти массовую долю и молярную
концентрацию полученного раствора.
Решение. В 100 г 20%-ного раствора содержится 100 0,2 = 20 г
гидроксида натрия. Масса 60 мл 32%-ного раствора с плотностью 1,14
г/мл равна 60 1,14 = 68,4 г и в нем содержится 68,4 • 0,32 = 21,9 г
гидроксида натрия. Масса полученного раствора будет равна 168,4 г
(100 + 68,4 = 168,4). В нем содержится 41,9 г (20 + 21,9 = 41,9)
гидроксида натрия. Массовая доля вещества в полученном растворе
41,9
равна ~ =0,248 (24,8%). Вычисляем объем полученного раствора,
который будет равен V=-= 153 мл, или 0,153 л, отсюда
Р М
41 0
молярная концентрация раствора равна С(х) = 0’153 = 6,85 моль/л.
Ответ: 24,8%; 6,85 моль/л.
Пример 9. Сколько мл 70%-ного раствора серной кислоты (р = 1,6
г/мл) надо взять для приготовления 25 гол раствора серной кислоты
молярной концентрацией 2 моль/л.
тк so
Решение. Зная, что С н so =-----егш:--, находим масс}' серной
'г J Л-₽3
кислоты, которая содержится в 25 мл раствора
д... = С,,,г,4 • М_HySa V = 298 0,025 = 4,9 г. Это количество серной
кислоты будет содержаться и в 7 г 70%-ного раствора (тр.ра =
- ' = —= 7) шли в 4,375 мл раствора (Vp-Da = —= — = 4,375).
so 0,7 д 1,6
Ответ: 4,375 мл 70%-ного раствора H2SO4
Пример 10. Определить массовую долю сульфата меди в растворе,
полученном при растворении 50 г медного купороса в 450 г воды.
Решение. В 1 моль, шли в 250 г, СиЗОт-БНаО содержатся 160 г
CUSO4 и 90 г Н2О. В 450 г воды растворили 50 г, шли 50/250 = 0, 2 моль,
медного купороса, содержащего 0,2 моль, или 0,2 160 = 32 г, CuSO.-i.
Следовательно, 500 г полученного раствора (50 + 450 = 500) будут
m-,so 32
содержать 32 г соли, что составляет а>,- „„ = =-- = о,064 или 6,4%.
‘ SOt тг_.,а 500
Ответ: 6,4%
Пример 11. Определить массу 10%-ного раствора сульфата меди,
в котором нужно растворить 100 г медного купороса, чтобы получить
20%-ный раствор сульфата меди.
Решение. В 1 моль, или 250 г, CuSOySHeO содержатся 160 г CuSOj
и 90 г НеО. Пусть масса 10%-ного раствора сульфата меди равна х г,
тогда в нем содержится 0,1х г CuSCU. Растворили 100 г, или 100/250 =
0.4 моль медного купороса, содержащего 0,4 моль, или 0,4 • 160 = 64 г
56
CuSCb. В полученном растворе массой (х +100) г с массовой долей 0,2
будет содержаться (0,1х + 64) г CuSCP. Отсюда, 0,2 > х = 440 г
Ответ: 440 Г 10%-ного раствора
Пример 12, Определить массовую долю раствора серной кислоты,
образующейся при растворении 100 г серного ангидрида в 400 г
42,875%-ного раствора серной кислоты.
Решение. При растворении SOs в воде образуется H2SO4
1 25 .w <•- 1,25 моль
SO- + Н 2О = H2SOi
По условию задачи в 400 г 42,875%-ного раствора, содержащего
400 0,42875 = 171,5 г H2SO4, растворили 100 г, или 1,25 моль, ЗОз,
из которого ио уравнению реакции образуется 1,25 моль, или 1,25 • 98 =
122,5 г H2SO4. Значит, в 500 г (400 + 100 = 500) полученного раствора
содержится 294 г (171,5 + 122,5 = 294) H2SO4. Массовая доля кислоты в
29z
<у =--------= 0.588158.8%)
= °4 500 ' '
растворе раз на
Ответ: о8,8%
Пример 13. Сколько грамм оксида фосфора (V) и 25%-ного
раствора фосфорной кислоты потребуется для приготовления 600 г 40%-
иого раствора фосфорной кислоты?
Решение. По условию задачи 600 г 40%-ного раствора фосфорной
кислоты содержат 600 0,4 = 240 г Н3РО4. Эта масса Н3РО4 складывается
из массы кислоты, находящейся в х г 25%-ного раствора Н3РО4, и массы
кислоты, образующейся в результате растворения у г Р2О5 в воде по
уравнению реакции:
ЛО%ЗН,О = 2//,^О4
Масса фосфорной кислоты, полученная из у г, или у~моль, Р2О5,
составит -^-98 = l,38v г, а масса Н3РО4, содержащаяся в х г 25%-ного
142
раствора, равна 0,25х г Н3РО4.
Составляем систему уравнений
г х + у = 600
t 0,25х + 1,38у = 240
х = 520,35 г; у = 79,65 г
Ответ: 79,65 гРаОз; 520.35 г 25%-ного раствора Н3РО4.
Пример 14. Сколько мл 20%-ного олеума (р = 1,89 г/мл)
необходимо прибавить к 15 мл 60%-ного раствора серной кислоты (р =
1,5 г/мл) для получения 5%-ного олеума?
Решение:
0.5
SO; + Н2О - H-SO.
По условию задачи в 15 мл, или 15 • 1,5 = 22,5 г 60%-ного раствора
о
H2SO4, содержится 22,5 • 0,6 = 13,5 г H2SO4 и 9 г, или — = 0,5 моль Н2О,
Принимаем массу добавленного олеума за х г, тогда в нем содержится
0,2х г SO3. Так как требуется получить 5%-ный олеум, то вся вода,
находившаяся в растворе кислоты (0,5 моль), должна быть связана и на
это потребуется 0,5 моль, или 0,5 • 80 = 40 г, SO3. Полученный олеум,
массой (22,5 + х) г , содержит (0,2х - 40) г SO3 . Массовая доля вещества
в олеуме составляет 5%, следовательно,
0,05=^^
22,5+ х
х = 274,16 г
Для приготовления 5%-ного олеума потребуется 145,06 мл (V =
— = “ ~ 145,06 мл) 20%-ного олеума.
Ответ: 145,06 мл
Пример 15. К 200 г 96%-ного раствора серной кислоты прибавили
200 г серного ангидрида. Вычислить массовую долю вещества в
образовавшемся растворе.
Решение, По условию задачи в 200 г 96%-ного раствора H2SO4,
g
содержащем 200 • 0,96 = 192 г H2SO4 и 8 г, или — = 0,44 моль, воды,
растворили 200 г, или 2,5 моль, SO3 .
0,44 W07F 0,44 чодь
SO, + Н,0 = Н,8О,
Из уравнения реакции видим, что 0,44 моль SO3 растворятся, а
2,06 моль (2,5 - 0,44 = 2,06), или 2,06 80 = 164,8 г, SO3, останется в
растворе. Полученный раствор представляет собой олеум, масса которого
равна 400 г (200 + 200 = 400) и массовая доля олеума составит со =
- = 0,412, или 41,2%
400
Ответ: 41,2%-ный олеум
Пример 16, На нейтрализацию 50 г олеума израсходовано 118 мл
30%-ного раствора гидроксида натрия (р = 1,33 г/мл). Сколько мл 30%-
ного раствора серной кислоты (р = 1,22 г/мл) необходимо добавить к 75 г
такого олеума для получения 50%-ного раствора серной кислоты.
Решение. Сначала рассчитаем массовую долю SO3 во взятом
олеуме. Олеум представляет собой раствор свободного SO3 в безводной
серной кислоте, поэтому гидроксид натрия будет реагировать и со
свободным SO3 и с серной кислотой по уравнениям:
х моль 2х моль
SO: + 2NaOH = Na,SO, 1 Н,0
ll'^SO, + INaOH -= Na,SO, + 211,0
58
По условию задачи, 118 мл, или 118 1,33 = 157 г 30%-ного
47 1
раствора гидроксида натрия, содержат 157 0,3 = 47,1 г, или -^- = 1,177
моль, NaOH. Обозначим за х моль количество свободного ЗОз и за у моль
количество H2SO4 в олеуме, тогда, согласно уравнениям реакций:
у 2х + 2у = 1,177
( 80х +98у = 50
х = 0,426; у = 0,162
Находим, что масса свободного SO3 равна 0,426 80 = 34,12 г и
34 12
массовая доля его в олеуме составляет -- = 0,6824 или 68,24%. По
условию задачи 75 г олеума с массовой долей 0,6824 содержат 75-0,6824
= 51,18 г, или 0,6397 моль, SO3 и 23,82 г (75 - 51,18 = 23,82)
H2SO4. Принимаем за х г массу 30%-ного раствора серной кислоты, тогда
в нем будет содержаться 0,Зх г H2SO4.
0,6397лил1> 0,6397,чоль
SO, + H2O = Il2SO,
Так как при сливании олеума с 30%-ным раствором серной
кислоты должен образоваться 50%-ный раствор серной кислоты, то это
означает, что свободный SO3 из олеума полностью прореагирует с водой
по уравнению реакции, в результате чего образуется 0,6397 98 = 62,69 г
H2SO4. Таким образом, (75 + х) г 50%-ного раствора H2SO4 будут
содержать (23,82 + 0,Зх + 62,69 = 86,51 + 0,Зх) г H2SO4.
86,51*О,Зх
0,5 = —:------
75+ х
х = 245,05 г, или 200,86 мл (V = Р:~“- = 2^5,0- _ 200,86)
р 1,22
Ответ: 200,86 мл 30%-ного раствора H2SO4
Пример 17. При растворении некоторой массы калия в 100 г воды
образуется столько щелочи, что этим раствором можно полностью
нейтрализовать 25 мл 17,6%-ного раствора серной кислоты (р= 1,25 г/мл).
Определить массовую долю едкого кали в растворе и объем
выделившегося газа.
Решение. По условию задачи на нейтрализацию раствора щелочи
потребовалось 25 мл, или 25 1,25 = 31,25 г 17,6%-ного раствора серной
кислоты, содержащего 31,25 0,176 = 5,5 г, или 0,056 моль, H2SO4 .
0,112 моль 0.056»оль
2КОН+ H2SO4 = K2SO, + 2Н2О
Из уравнения реакции следует, что на нейтрализацию 0,056 моль
H2SO4 требуется 0,122 моль КОН.
O.]l2,WQ7b и,112люль 0,056
2К +2Н2О = 2 КОН+ Н,
Для получения 0,112 моль КОН необходимо растворить в воде
0,112 моль, или 0,112 39 = 4,368 г, калия и при этом выделиться 0,056
59
моль, или 0,056 22,4 = 1,25 л, водорода. Массовая доля КОН в
полученном растворе, массой
104,256), будет равна
104,256 г (4,368 + 100 - 0,056 2
_ ткон _
—=0,06 или 6%.
104,256
Ответ: 6%-ный раствор КОН; 1,25 л На
Пример 18. Раствор содержит хлорид и бромид натрия. Массовые
доли солей в растворе равны. Для полного осаждения солей из 1 кг
раствора потребовалось добавить 2 л 8%-ного раствора нитрата серебра
(р = 1,07 г/мл). Определить массовую долю каждой соли.
Решение. Хлорид и бромид натрия реагируют с нитратом серебра
по уравнениям:
х/58,5 моль х/58 5лмль
NaCJ + AgNO3 = NaNO, + AgCI 4-
а'ЮЗлючь г/ЮЗламь
Na.Br + AgNO, = NaNO^ + AgBr 4
Т.к. массовые доли солей в растворе одинаковы, то и массы их
одинаковы (тмас: = т^аВг). Обозначим массу каждой соли за х г, тогда
X х
vlici(; = —- моль, = — моль. В растворе нитрата серебра содержалось
58,5 103
2000.1,07-0.08 , А тг
-----——:—= 1,007 моль AgNOa. Из уравнении реакции следуют, что па
осаждение -----моль NaCI потребуется столько же, т.е. ----- моль АйХОз. а
58,5 58,5
на осаждение — моль NaBr потребуется — моль AgNOa. Общее
количество затраченного на осаждение солей нитрата серебра составляет
1,007 моль, следовательно, + ——= 1,007; х= 37,57 г.
58,5 103
37 57
Массовые доли каждой из солей равны = 0,03757 (3,76%)
Ответ: 3,76%
Пример 19, Образец сульфида алюминия массой 3,0 г внесли в
28,8 мл 10%-ного раствора гидроксида натрия (р = 1,11 г/мл). Смесь,
образовавшуюся после реакции, отфильтровали и фильтрат разбавили
водой до объема 100 мл. Определить молярные концентрации
соединений, содержащихся в растворе после разбавления.
Решение. Сульфид алюминия в растворе полностью гидролизуется
по уравнению:
0,02 моль 0,04 моль 0,06 моль
ALS, + 6Н2О - 2А1(ОН)3 4 + 3112S t
По условию задачи при растворении 3 г, или = 0,02 моль, AI2S3
образуется 0,04 моль А1(ОН)з и 0,06моль H:?S.
Нейтрализация образовавшейся сероводородной кислоты
описывается уравнениями:
60
О.Обмоль 0 06моль О.Обмоль
H2S + NaOH = NaHS+ Н2О
0,02 моль 0,02 моль 0,02 моль
NaHS+ NaOH = Na2S + H2O
По условию задачи на нейтрализацию HaS израсходовали 28,8 мл,
или 31,968 г (28,8 1,11 = 31,968 ) 10%-ного раствора гидроксида
натрия, в котором содержится 3,1968 г (31,968 0,1 = 3,1968), или 0,08
моль, NaOH. Из уравнений реакции нейтрализации H2S гидроксидом
натрия видно, что имеющегося в наличии NaOH достаточно для
превращения H2S полностью в гидросульфид и частично в сульфид
натрия. Из первого уравнения реакции нейтрализации видно, что 0,06
моль H2S реагирует с 0,06 моль щелочи с образованием 0,06 моль
гидросульфида натрия, а оставшиеся 0,02 моль (0,08 - 0,06 = 0,02)
гидроксида натрия будут реагировать с гидросульфидом натрия с
образованием сульфида. Из второго уравнения реакции нейтрализации
видно, что 0,02 моль щелочи прореагируют с 0,02 моль гидросульфида
натрия с образованием 0,02 моль сульфида натрия, которые будут
находится в смеси с 0,04 моль (0,06 - 0,02 = 0,04) гидросульфида натрия.
Значит, в 100 мл раствора содержится 0,04 моль NaHS и 0,02 моль Na2S;
0,04 п л . 0,02 „ п
молярная концентрация = 0,4 моль/л и CfeiS = /ф/ = 0,2 моль/л.
Ответ: 0,4 моль/л NaHS; 0,2 моль/л NaaS.
Пример 20, Смешали 28 г 28%-ного олеума, 40 г кристаллического
карбоната натрия (кристаллизуется с 10 молекулами воды) и 112 г 8%-
ного раствора гидросульфита натрия. Вычислить массовые доли веществ
в полученном растворе.
Решение. По условию задачи: в 28 г 28%-ного олеума содержалось
7 84
7,84 г (28'0,28 = 7,84), или 0,098 моль, свободного SO3 и 20,16
80
г (28 - 7,84 = 20,16), или = 0,205 моль, H2SO4; в 40 г
98
кристаллической соды содержится 14,825 г " 1 “1,825), или =
0,14 моль, безводного NaaCOa; а в 112 г 8%-ного раствора гидросульфита
натрия - 8,96 г (112 0,08 = 8,96), или = 0,086 моль, NaHSCH.
При добавлении олеума к раствору гидросульфита натрия весь
свободный SO3 превращается в серную кислоту:
0,098л<оль 0,098 л«мь
SO, + H2O^H2SO<
По уравнению реакции 0,098 моль SO3 образуют дополнительно
0,098 моль H2SO4, и в растворе всего будет находиться 0,303 моль (0,098
+ 0,205 = 0,303) серной кислоты.
В растворе серная кислота взаимодействует с солями по
уравнениям;
61
0Д4.моль 0,14щоль 0,]4,шиь 0,14л«мь
Na2CO3 + НгЗО, = Na2SO4 + С02 Т +Нг0
О 086 чачь 0,043л/сиь ООДЗлкзль 0,086лголь
2NaHSO2 + H2SO4 = Na2SO2 + 2SO, Т +Н2О
Из приведенных выше уравнений реакций видно, что 0,14 моль
карбоната и 0,086 моль гидросульфита натрия реагируют с 0,183 моль
(0,14 + 0,043 = 0,183) серной кислоты, при этом образуется 0, 183 моль,
или 25,986 г (0,183 142 = 25,986) сульфата натрия, а в растворе
останется 0,12 моль (0,303 - 0,183 = 0,12), или 11,76 г (0,12 98 = 11,76)
серной кислоты. Масса образовавшегося раствора складывается из
массы олеума, массы кристаллической соды и раствора гидросульфита
натрия за вычетом массы выделившихся газов, т.е. m = т0Л1;,м +
тИагСО,Л1Н1О+тКаН5Ог~тсог~т5Ог = 20 + 40 + 112 - (0,14 44) - (0,086 • 64) -
11 76
168,336 г. Отсюда, массовая доля H2SO4 равна (7%)
и массовая доля NaaSO4 - а>S0) = —--------= 0,154 (15,4%).
2 4 168,336
Ответ: 7% H2SO4; 15,4% NaaSO4
РАСТВОРИМОСТЬ
Растворимость - важная физико-химическая константа
вещества. Мерой растворимости вещества служит концентрация его
насыщенного раствора при данной температуре.
Часто растворимость выражается числом 1'раммов растворенного
вещества, содержащихся в 100 г растворителя.
Примеры решения типовых задач
Пример 1. Сколько г нитрата калия выделится из 200 г раствора,
насыщенного при 60°С, если его охладить до 0°С. Растворимость нитрата
калия при 60°С равна 110 г, а при 0°С - 15 г.
Решение. В 210 г (100 + 110 = 210) раствора, насыщенного при
60°С, содержится 110 г КМОз, а в 200 i- данного раствора по условию
110’200
задачи содержится --------
= 104,76 г KNO3 и 95,24 г (200 - 104,76 =
95,24) воды. При выкристаллизации KNO3 из раствора масса воды как
растворителя не изменяется, так как KNO3 выкристаллизовывается в
виде безводной соли. Если в 100 г воды при 0°С может раствориться
только 15 г KNO3 , то в 95,24 г воды, соответственно, растворяется
14,286 г (93^= 14,286) KNOa, а остальные 90,474 г (104,76 - 14,286 =
90,474) KNO3 выделится из раствора.
Ответ: 90,474 г KNO3.
Пример 2. Определить массу кристаллогидрата сульфата натрия
NajSO^lOFhO, которая выкристаллизуется при охлаждении 513,2 г
62
насыщенного при 80°С раствора до 10°С, если растворимость безводного
сульфата натрия при 80°С равна 28,3 г, а при 10°С - - 9 г.
Решение^ В 1 моль, или 322 г, кристаллогидрата сульфата натрия
NajSOij'lOHsO содержится 142 г безводного сульфата натрия и 180 г
кристаллизационной воды.
В 513,2 г насыщенного при 80°С раствора содержится 113,2 г
28 3-513 2
(—= 113,2) безводного Na2SO4 и 400 г (513,2 - 113,2 = 400) воды.
128,3
Если при охлаждении раствора до 10°С выкристаллизуется х г
, 142х
кристаллогидрата сульфата натрия, то в нем будет —— i- сульфата
180х 142 т
натрия и -——г воды. В растворе при 10°С останутся (113,2----------) г
322 " 322
сульфата натрия и (400
180х
322 ’
г воды. Исходя из растворимости
сульфата натрия при 10°С, можно определить, что
9 г Na2SO4 растворяются в 100 г Н2О
(113,2 - ) г Na2SO4------ (400 ~| г Н2О
х = 197,6 г
Следовательно, из раствора выкристаллизуется 197,6 г
кристаллогидрата сульфата натрия.
Ответ: 197,6 г Na2SO4’10H2O
Пример 3. При охлаждении насыщенного при 100°С раствора соли
до 14°С выкристаллизовалось 112 г соли. Сколько было взято соли и воды
для перекристаллизации, если растворимость соли при 100°С равна 52,7
г, а при 14°С - 7,9 г?
Решение. Массовая доля насыщенного при
52,7
равна -------= 0,345, тогда х г насыщенного
100°С раствора соли
при 100°С раствора
содержат 0,345х г соли и 0,655х г воды. При охлаждении этого раствора
до 14° С из раствора по условию задачи выкристаллизовывается 112 г
соли и в растворе останется (0,345х -112) г соли и 0,655х г воды. Исходя
из растворимости соли при 14°С, можно определить, что
7,9 г соли растворяются в 100 г Н2О
(0,345х - 1 12) г соли----0,655х г Н2О
х = 381,92
Следовательно, 381,92 г насыщенного при 100°С раствора
содержат 131,76 г (381,92 0,345) соли и 250,15 г (381,92 - 131,76 =
250,15) воды.
Ответ: 131,76 г соли; 250,15 г воды.
Пример 4. Из 20,2 г насыщенного при 16°С раствора сульфата
натрия при выпаривании воды получено 6,2 г кристаллогидрата
сульфата натрия Na2SO4-10Н2О. Определить растворимость безводного
сульфата натрия.
63
Решение. В 1 моль, или 322 г, кристаллогидрата сульфата натрия
Na2SO4-10H2O содержится 142 г сульфата натрия и 180 г
кристаллизационной воды.
По условию задачи 6,2 г кристаллогидрата сульфата натрия
содержат 2,734 г = 2,734) безводного сульфата натрия. 20,2 г
насыщенного ври 1б°С раствора сульфата натрия содержат 2,734 г соли
и 17,466 г (20,2 - 2,734 = 17,466) воды. Исходя из определения
растворимости, находим,
2,734 г NaaSO4 растворяются в 17,466 г НгО
х г NaaSCh ---------------в 100 г НзО
х = 15,65 г
Следовательно, растворимость сульфата натрия при 16°С равна
15,65 г.
Ответ: 15,65 г NaaSO4
Задачи для самостоятельного решения
1. Сколько г хлороводорода содержится в 250 мл 7,15%-ного
раствора соляной кислоты (р = 1,085 г/мл)?
Ответ: 19,39 г HCI
2. Смешали 300 мл 35%-ного раствора серной кислоты (р = 1,3
г/мл), 300 г 2М раствора серной кислоты (р = 1,2 г/мл) и 300 мл воды.
Определить массовую долю и молярную концентрацию образовавшегося
раствора, если его плотность равна 1,25 г/мл.
Ответ: 18,74%; 2,39 моль/л
3. Определить массы 10%-ного и 30%-ного растворов, необходимых
для приготовления 600 г 15%-ного раствора.
Ответ: 150 г 30%-ного раствора и 450 г 10%-ного раствора
4. Смешали 200 мл 20%-ного раствора (р = 1,05 г/мл) и 300 мл 1,5М
(р = 1,1 г/мл) раствора гидроксида кальция с 250 мл воды. Определить
массовую долю и молярную концентрацию образовавшегося раствора,
если его плотность равна 1,06 г/мл.
Ответ: со = 9,53%; Сх = 1,365 моль/л
5. Определить массовую долю и молярную концентрацию раствора
серной кислоты, полученного смешением 40 мл 96%-ного раствора (р =
1,84 г/мл), 30 мл 40%-ного раствора (р = 1,5 г/мл) и 40 мл 4М раствора
серной кислоты (р = 1,3 г/мл), если плотность конечного раствора равна
1,62 г/мл.
Ответ: со = 61,16%; Сх = 10,12 моль/л
6. К 300 мл 35%-пого раствора серной кислоты (р = 1,35 г/мл)
сначала добавили 300 г ЗМ раствора серной кислоты (р = 1,2 г/мл), а
затем из полученного раствора выпарили 150 мл воды. Определить
массовую долю и молярную концентрацию образовавшегося раствора,
если его плотность равна 1,45 г/мл.
Ответ: со = 38,78%; Сх = 5,738 моль/л
64
7. Сколько мл 0,175М раствора серной кислоты потребуется для
взаимодействия с 200 мл 0,35М раствора ВаС1г? Чему равна масса
образующегося осадка?
Ответ: 400 мл; 16,31 г BaSO4
8. Определить молярную концентрацию 47,7%-ного раствора
фосфорной кислоты, если плотность раствора равна 1,315 г/мл.
Ответ: 6,4М
9. Определить массовую долю 8М раствора соляной кислоты, если
плотность раствора равна 1,23 г/мл.
Ответ: 23,74%
10. Определить молярную концентрацию 59,24%-ного раствора
серной кислоты, если плотность его равна 1,6 г/мл.
Ответ: Сх = 9,67 моль/л
11. Определить массовую долю 6М раствора серной кислоты, если
плотность его равна 1,5 г/мл.
Ответ: со = 39,2%
12. Какой объем 5М раствора серной кислоты необходимо взять
для приготовления 100 мл 20%-ного раствора, если плотность его равна
1,2 г/мл?
Ответ: 48,98 мл
13. Какую массу 80%-ного раствора азотной кислоты необходимо
взять для приготовления 200 г 4М раствора кислоты (р = 1,1 г/мл)?
Ответ: 57,3 г
14. Какой объем 50%-ного раствора фосфорной кислоты (р = 1,3
г/мл) потребуется для приготовления 1,5 л 0,5М раствора кислоты.
Ответ: 113,1 мл
15. Определить массу 61,25%-ного раствора серной кислоты, в
котором нужно растворить 40 г серного ангидрида, чтобы образовался
73,5%-ный раствор серной кислоты.
Ответ: 160 г раствора
16. Определить массовую долю раствора серной кислоты,
полученного при растворении 35 г серного ангидрида в 2,5 л 2%-ного
раствора серной кислоты (р = 1,14 г/мл).
Ответ: 3,46%
17. Оксид серы (ГУ), порученный при сжигании 44,8 л
сероводорода, пропущен через 0,5 л 25%-ного раствора гидроксида
натрия (р = 1,28 г/мл). Вычислить массовую долю образовавшейся соли.
Ответ: 32,8% NaaSOa
18. Определить массу медного купороса, которую нужно
растворить в 375 г воды, чтобы получить 4%-ный раствор сульфата
меди. ,
Ответ-. 25 г CuSOp -ЗНгО
65
19. Определить массы воды и медного купороса, необходимые для
приготовления 400 г 1 0%-ного раствора сульфата меди.
Ответ: 62,5 г CuSO4 • 5НаО; 337,5 г водь:
20. Определить массы серного ангидрида и 24,5%-ного раствора
серной кислоты, необходимые для приготовления 600 г 49%-ного
раствора серной кислоты.
- Ответ: 450 г 24,5%-ный раствор H2SO4; 150 г SO3
21. Определить массовую долю сульфата железа (II) в растворе,
полученном при растворении 83,4 г железного купороса в 516,6 г воды.
Ответ: 7,6%
22. Определить массы уксусного ангидрида и 20%-ного раствора
уксусной кислоты, необходимые для приготовления 415 г 60%-ного
раствора уксусной кислоты.
Ответ: 245 г 20%-ного раствора кислоты;
170 г ангидрида.
23. Определить массу оксида натрия, которую нужно растворить в
338 г раствора, содержащего 80 г едкого натра, чтобы получить 40%-ный
раствор едкого натра.
Ответ: 62 г NajO
24. Сколько г глауберовой соли надо растворить в 800 мл воды,
чтобы получить 10%-ный раствор сульфата натрия?
Ответ: 234,6 г NaaS04 -ЮНаО
25. Какой объем 8%-ного раствора гидроксида натрия (р = 1,09
г/мл) потребуется для нейтрализации 100 мл раствора серной кислоты,
если из 10 мл данного раствора при действии избытка раствора хлорида
бария выпадает 0,233 г осадка?
Ответ: 9,2 мл
26. Концентрированный раствор соляной кислоты имеет массовую
долю 0,37. Какой объем хлороводорода надо растворить в 1л воды, чтобы
получить этот раствор?
Ответ: 360,4 л
27. Для приготовления 5%-ного раствора сульфата магния
необходимо взять 400 г горькой соли. Определить массу полученного
раствора.
Ответ: 3902,4 г
28. Для нейтрализации 100 г раствора, содержащего серную и
азотную кислоты, израсходовали 125 мл 19%-ного раствора едкого кали с
плотностью 1,18 г/мл. При добавлении к 100 г такого раствора избытка
раствора хлорида бария образуется 23,3 г осадка. Определить массовую
долю каждой из кисло т в исходном растворе.
Ответ: сон^ = 0,098 (9,8%);
= 0,189 (18,9%)
66
29. Вычислить массу десятиводного сульфата натрия, которую
следует добавить к 50 мл 5%-ного раствора сульфата натрия с
плотностью 1,1 г/мл, чтобы удвоить массовую долю вещества в растворе.
Ответ: 8,06 г Na2SO4 -ЮНзО
30. Через 250 г 5,75%-ного раствора аммиака пропустили 10,5 л
аммиака (20°С, 101 кПа), при этом получили раствор с плотностью 0.963
г/ мл. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.
Ответ: 4,8 моль/л
31. Имеется 250 г раствора, в котором массовая доля сульфата
аммония равна 5%, а массовая доля аммиака - 15%. Какой объем (95°С,
101 кПа) аммиака следует удалить из этого раствора, чтобы молярные
концентрации веществ сравнялись?
Ответ: 63,9 л
32. Колба заполнена сухим хлороводородом при нормальных
условиях. Затем колбу заполнили водой, в которой хлороводород
полностью растворился. Определить массовую долю хлороводорода в
растворе.
Ответ: 0,00163 (0,163%)
33. Порция кристаллогидрата массой 282 г содержит воды на 28 г
меньше, чем соли. Вычислите массу кристаллогидрата, которую
необходимо добавить к 200 г раствора с массовой долей соли 10%, чтобы
получить раствор с массовой долей соли 1 б%?
Ответ: 30,8 г
34. Определить массовую долю и молярную концентрацию
раствора, полученного при растворении 250 г фосфорного ангидрида в
300 мл 10%-пого раствора фосфорной кислоты (р = 1,05 г/мл), если
плотность конечного раствора равна 1,15 г/мл.
Ответ: ю = 66,64%; Сх = 7,8 моль/л
35. Сколько мл 40%-ного раствора серной кислоты (р = 1,3 г/мл)
необходимо прибавить к 170 г 30%-ного олеума для получения 10%-ного
олеума?
Ответ: 9,48 мл
36. На нейтрализацию 17,1 г олеума пошло 20,16 г едкого кали.
Определить процентную концентрацию олеума.
Ответ: 14%
37. Какую массу 40%-ного олеума необходимо добавить к 10 мл
40%-ного раствора серной кислоты (р = 1,3 г/мл) для получения 90%-ного
раствора серной кислоты?
Ответ: 34,21 г 40%-ного олеума.
38. Какой объем 0,5 М раствора серной кислоты можно получить из
10 мл 30%-пого олеума с плотность 1,93 г/мл?
Ответ: 420 мл
39. Какова массовая доля и молярная концентрация раствора,
полученного смещением 80 г 35%-пого олеума и 75 мл 40%-ного раствора
67
серной кислоты (р - 1,3 г/мл), если плотность конечного раствора равна
1,73 г/мл?
Ответ: 70,6%; Сх = 12,46 моль/л
40. Какова массовая доля раствора, полученного смешением 230 г
70%-ного олеума с 20 мл 80%-ного раствора серной кислоты (р = 1,5
г/мл)?
Ответ: й)я^.7= 51,67%
41. Сколько 70%-ного раствора серной кислоты и 30%-ного олеума
необходимо взять для приготовления 300 мл 90%-ного раствора серной
кислоты (р = 1,8 г/мл)?
Ответ: 293,9 г олеума и 246,1 г кислоты
42. Определить массу нитрата серебра, которая выкристаллизуется
при охлаждении 1250 г насыщенного при 60°С раствора до 10°С, если
растворимость нитрата серебра при 60°С равна 525 г, а при 10°С - 170г.
Ответ: 710 г AgNOa
43. Растворимость сульфата натрия при различных температурах
составляет: при 10°С - 9,3 г; при 40°С - 15 г; при 100°С - 24,02 г. Сколько
г насыщенных растворов при 10°С и 100°С надо взять для
приготовления 200 г насыщенного раствора при 40°С?
Ответ: 116,4 г при 10°С: 83,6 г при 100°С
44. Какая масса сульфата калия выпадет в осадок из 100 г
насыщенного при 100°С раствора охлажденного до 0°С, если в 100 г
раствора при 100°С растворяется 15,4 г , а при 0°С 6,85 г соли?
Ответ: 9,18 rKsSO4
45. Раствор с массовой долей нитрата серебра 0,82 является
насыщенным при температуре 60°С. При охлаждении этого раствора
массой 140 г до 10°С в осадок выпала соль массой 71,2 г. Вычислить
растворимость нитрата серебра при 10°С.
Ответ: 173 г
46. При нормальных условиях в воде массой 100 г растворяется
хлороводород объемом 50,5 л. При 50°С и нормальном давлении
растворимость хлороводорода равна 59,6 г. Насыщенный при 0°С
раствор соляной кислоты массой 40 г нагрели до 50°С. Найти массу
полученного раствора.
Ответ: 35 г
47. Растворимость оксида серы (IV) при 0°С равна 79,8 объема в 1
объеме воды, а при 40°С - 18,8 объема. Вычислите, как изменится
масса 350 г насыщенного раствора при 0°С при нагревании до 40°С.
Ответ: уменьшится на 51,65 г
48. Растворимость аммиака при 0°С равна 1300 л в 1 л воды, при
20°С - 710 л в 1 л воды. Вычислите, какой объем аммиака (н.у.) можно
дополнительно растворить в 150 г насыщенного при 20°С раствора при
его охлаждении до 0°С.
Ответ: 63,76 л
68
49 Массовая доля насыщенного раствора хромата аммония при
70°С рарна 40,3%, а при 20°С - 24,8%. Вычислите массу соли, которая
выкристаллизуется при охлаждении до20°С 500 г раствора насыщенного
при 70°С.
Ответ: 103,06 г
50. Растворимость иодида калия при 10°С равна 136 г, при 30°С
1 52 г, при 80°С - 192 г. Смешали 300 г раствора насыщенного при 10°С
и 50 г раствора насыщенного при 80°С. Вычислите, какую массу соли
дополнительно можно растворить в полученном растворе при 30°С?
Ответ: 13,49 г
51. Массовые доли FeCIz-2H2O и /тСЛ -6Н2О в их смеси равны.
Какую массу смеси необходимо взять для приготовления 100 г
насыщенного раствора FeCI2, если растворимость безводной соли равна
91,9 г?
Ответ: 67,53 г
52. Количество вещества MgSOt-lH2O и количество вещества
MgSOn Н2О в их смеси равны. Какая максимальная масса этой смеси
может раствориться в 150 мл воды, если растворимость безводной соли
равна 45,0 г?
Ответ: 147,6 г
53. Определить массу семиводного кристаллогидрата сульфата
магния, который выкристаллизуется при охлаждении 821 г насыщенного
при 80°С раствора сульфата магния до 20°С, если растворимость
безводного сульфата магния при 80°С равна 64,2 г, а при 20°С - 44,5 г.
Ответ: 379,05 г MgSO4 ’7НгО
54. Определить, сколько соли и воды необходимо взять для
перекристаллизации, если при охлаждении насыщенного при 90°С
раствора до 10°С выпало в осадок 545 г FeSO. 1Н2О. (Растворимость
безводной соли при 90°С - 82 г, при 10°С 24 г).
Ответ: 337,5 г соли; 411,7 г воды
55. Из 600 г раствора карбоната калия с молярной концентрацией
6,72 моль/л (р = 1,6 г/мл), приготовленного при 80°С, при охлаждении до
20°С выпал криста.ыогидрат. Масса надосадочной жидкости оказалось
равной 494,5 г, а массовая доля соли в ней - 52,5%. Установите формуглу
выпавшего кристаллогидрата.
Ответ: 2К2СО2-ЗН-,0
56, Под стеклянным колпаком помещают в открытых сосудах 500 г
насыщенного раствора сульфата магния и 28,4 г безводного сульфата
натрия. В результате поглощения паров воды сульфат натрия
превращается в кристаллогидрат Na2SO4 IOH2O. Определить массу
кристаллогидрата сульфата магния MgSO< УТЬО, выделившегося из
раствора после окончания гидратации сульфата натрия. Растворимость
сульфата магния равна 35,5 г в 100 г воды.
Ответ: 41,785 г
69
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Электролитической диссоциацией называют процесс распада
молекул на ионы под действием растворителя.
Вещества, молекулы которого подвергаются диссоциации,
называются электролитами. К ним относятся кислоты, гидроксиды,
соли.
Причиной диссоциации является взаимодействие между
растворенным веществом и растворителем, в результате которого в
растворе образуются гидратированные ионы:
К1Ап + {т+ п)НгО о [Kt(H20)и V [Ап(Н,О)п ]'
В химической литературе уравнения электролитической
диссоциации обычно символизируют только акт распада молекул
электролитов па ионы, не включая связанные с ними процессы
сольватации (гидратации) образовавшихся ионов, тем более, что трудно
установить, какое количество молекул растворителя образует сольватные
оболочки.
Одним из главных отличий электролитов от неэлектролитов
является способность их в водных растворах проводить электрический
ток. При погружении в водный раствор электролита электродов,
подключенных к источнику постоянного тока, положительно заряженные
ионы (катионы) будут перемещаться к отрицательному электроду7 -
катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) к положительно
заряженному электроду - аноду,
Ионы могут быть простыми, например, Na*, Н‘ , Са2‘, AI3+, CI , S2
и др., и сложными: OFT ,SO$2-, PCH3’, [AgfNHja]*, [Fe (С1У)б]4' и др.
Степень диссоциации а - выражается отношением числа
молекул распавшихся на ионы (п) к общему числу растворенных молекул
(n + N)
а = —-— или а = — 100%
(п + Л') (h+.V)
Степень электролитической диссоциации а зависит от природы
растворенного вещества и растворителя, температуры, концентрации
раствора (величина эта тем больше, чем более разбавлен раствор),
добавления одноименных ионов (а понижается).
Степень диссоциации различных электролитов при постоянной
температуре и концентрации колеблется в широких пределах.
Электролиты называют сильными, если а > 0,3 (> 30%). К ним
относятся многие кислоты (H2SO4, HNO3, HCI, HBr, HI, HCIO4, НМпСН,
Н2СГ2О7, Н2СГО4 и др), гидроксиды щелочных и щелочноземельных
металлов, почти все растворимые соли.
Электролиты называют слабыми, если а < 0,03 (а < 3%). К ним
относятся многие кислоты (HNO2, HF, Н2СО3, IHSiOa, НзВОз и др.), вода,
водный раствор аммиака NH3 II2O, гидроксиды металлов и др.
Иногда в особую группу7 электролитов средней силы выделяют
Н3РО4, H2SO3, Н2С2О4. Их значения степени диссоциации (ос) меняются в
интервале от 0,03 до 0,3.
70
Для ролее точной оценки сравнительной силы слабых электролитов
служит константа электролитической диссоциации (Кд). Константа
диссоциации Кд характеризует способность данного электролита в среде
данного растворителя распадаться на ионы, Чем выше ее значение, тем
больше концентрация ионов в сравнении с концентрацией
нераспавшихся па ионы молекул электролита.
В общем виде для процесса электролитической диссоциации,
выраженного уравнением KtmAnn о mKCn + nAn-m, константа
диссоциации равна
_ [КГ’Г
Д ’ ~
Из вышесказанного следует, что для кислот- HCN и HF выражение
константы диссоциации имеет следует следующий вид:
HCN <- > Н’ + HF <-> Н+ + F~
к = к =
* [ЯСА] д [ДА]
Значение константы диссоциации зависит от природы
электролита, природы растворителя, температуры и не зависит от
концентрации раствора. Данное свойство константы диссоциации
позволяет определять сравнительную силу слабых электролитов,
пользуясь табличными значениями Кд, Чем больше константа
диссоциации кислоты (основания), тем сильнее кислота (основание).
Например, Кд hcn = 7,2 -1О’10; Кд нт = 7,2 4О'4, следовательно,
плавиковая кислота более сильная, чем синильная.
Примеры написания уравнений электролитической диссоциации
для соединении различных классов
1. Сильные кислоты: НС! = !Г СГ ;
HNO. = !Г + NO: ;
2. Сильные гидроксиды: КОН = К* + OIF ;
NaOH = Na* + ОН~;
3. Средние соли: А!г(50^)3 = 2AF* т 3SOJ’;
Mg(NO3~)2 = + 2 NO\ ;
4. Кислые соли: NaHCO-. = Na' + НСО; ;
CatHJOi)2 = Со2* + 2 НгРО;;
5. Основные соли: ЛГОД(Ж>3), = АЮН2' +2NO3
(FeOH^SO, = 2FeOH‘ i .TO) ;
6. Двойные соли: KA/(SO.,)2 = К' + 4I3+ + 2SOJ’;
(AH4)2Fe(FO4)2 =2NH; + Fe2* + 2SO2*-
7. Комплексные соли: [Ag(NII3),]CI - [Ag(NH3);]+ + CT~;
ДЯМСУу = 4A" ч- [Ае(СУ)6Г:
71
Ступенчатая диссоциация
Многоосновпые кислоты и многокислотные гидроксиды в водных
растворах диссоциируют ступенчато, т.е. вначале от молекулы
отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая такая ступень
характеризуется своей константой - так называемой ступенчатой
константой диссоциации (для комплексных соединений - константой
нестойкости).
Например: серная кислота H2SO4. Являясь сильной двухосновной
кислотой, она диссоциирует в две ступени.
1-ая ступень: НИНО = II* + HSO^
2-ая ступень: HSO, = Н' + SO, .
Степень диссоциации (а) ее по каждой ступени близка к 1, поэтому
для серной кислоты можно записать суммарное уравнение диссоциации:
HSO^2H~ +SOt.
Для слабых многоосновных кислот суммарное уравнение
диссоциации писать нельзя, т.к. наибольшую концентрацию ионов
водорода обеспечивает диссоциация по 1 ступени.
Рая ступень: H2S о Н* + HS, Кд> = 8,9 ЗО’8
2-ая ступень: ЯГеЯЧЛц К.ц = 1,3-10’15
Как видим, КД1 > Кд2. Значения двух констант диссоциации
показывают, что процесс диссоциации по второй ступени практически
не протекает.
Все вышесказанное относится и к растворам многокислотных
сильных и слабых гидроксидов.
Например, сильный гидроксид - гидроксид бария Ba(OH)z
1 -ая ступень: Ва(ОН)г = ВаОН* + ОН ',
2-ая ступень: ВаОН* = Ва:‘ + ОН ’
Суммарное уравнение: Ва(ОН')2 = Во1* +2 ОН~
слабый гидроксид - гидроксид магния Mg(OH)a
1-ая ступень: Mg(OH)2 о MgOH* + ОН ,
2-ая ступень: MgOH* Mg** + ОН
В этом случае суммарное уравнение ие пишется.
Реакции обмена в водных растворах электролитов
Реакции в растворах электролитов - это реакции взаимодействия
их ионов. В соответствии с правилом Бертолле реакции обмена
протекают только тогда, когда можно ожидать образования
малорастворимого соединения (осадка), легколетучего вещества (газа)
или малодиссоциирующего соединения (очень слабого электролита, в том
числе и воды). В таких случаях реакции будут практически
необратимыми.
Реакцию обмена в растворе принято записывать тремя
Уравнениями: молекулярным, полным ионным и кратким ионным.
В ионном уравнении слабые электролиты и малорастворимые вещества
72
изображают Молекулярными формулами. Образование осадков отмечают
знаком (4/), образование газов - знаком (?). При написании ионных
уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей
растворимости кислот, оснований и солей в воде.
CUSO4 + Na2S = CuS4- + Na2SO4
Cu2+ + SO42 + 2Na+ + S2~ = CuSi + 2Na’ + SO42-
Cu2+ + S2- = CuSJ-
Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + CO2 T+ II2O
2Na+ + CO32 + 2H+ + 2 СГ = 2Na+ + 2 CI + CO2 t+ H2O
2H' + СОз2' = CO2 *'+ H2O
HNO3 + KOH = KNO3 + H-2O
h+ + no; + k+ + он = ю + no; + h2o
H+ + OH =H2O
CUSO1 + H2S = CuS 4- + H2SO4
Cu2+ + SO-.2 + H2S = CuS 4 + 2H+ + SO.41
Cu2' + H2S = CuS 4- + 2H4-
Иногда требуется из краткого ионного уравнения написать
молекулярное.
Например: а) Нт + ОН~ = Н2О. Эта реакция соответствует реакции
нейтрализации между любой сильной кислотой и любым сильным
основанием (щелочью),
HCI + КОН = KCI + Н2О
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Н2О
б) СОз2 + Н* = НСО;
Na2CO3 + HCI = NaHCO3 + NaCI
2К2СОз + H2SO4 = 2КНСОз + K2SO4
Ионное произведение воды. Водородный показатель (pH)
Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная
часть молекул воды диссоциирует на ионы:
Н2О Н" + он~
Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов
Н+ и ОН в воде и разбавленных водных растворах электролитов
является величиной постоянной и называется ионным, произведением
воды (Kw)
Kw = [H+][oni = io-14,
откуда [H+] = [ОН] = 10 7 моль/л
Для удобства условились выражать кислотность раствора как
отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту
величину называют водородным показателем, обозначают ее pH.
pH = -lg[IP]
Аналогично отрицательный логарифм концентрации гидроксильных
ионов обозначают рОН, однако пользуются этим показателем
значительно реже.
pH +рОН = 14
В зависимости от соотношения концентраций ионов Н+ и ОН'
различают три вида реакции среды:
кислая среда: [Н+] >[ОН ']; [Н’1 > 10 7 моль/л ; pH < рОН; pH < 7;
нейтральная среда: [Н+] = [ОН' ]= 10 7 моль/л; pH = рОН = 7;
щелочная среда: [Н+] < [ОН ]; [П+] < 10 7 моль/л; pH > рОН; pH > 7.
Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов
укладываются в шкалу pH от 0 до 14.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 И 12 13 14
Рн ____I
«-Увеличение кислотности 4- Увеличение щелочности-э
Пример 1. pH первого раствора равен 3, второго - 5. В каком
растворе и во сколько раз больше концентрация ионов водорода.
Решение. pHi = 3, отсюда [H+]i = 10’3 моль/л
рНз = 5 , отсюда [Н^]а = 10’5 моль/л
Ответ: Концентрация ионов водорода в первом растворе в 100 раз
больше, чем во втором.
Пример 2. Концентрация ионов водорода в растворе равна 10’9
моль/л. Найти pH и рОН этого раствора. Определить реакцию среды.
Решение. pH = -lg[H+]; pH = -lg(l0 9) = 9
pH + рОН = 14, отсюда рОН =14-9 = 5
Ответ: pH = 9, рОН = 5, среда щелочная.
Пример 3. pH раствора равна 4,4. Найти концентрации ионов
водорода и гидроксила.
Решение. Обозначим концентрацию ионов водорода через х : [Н+] =
х моль/л.
-Igx = 4,4; х = -4,4; 1g х = (-5+0,6); х = 4 -10 5 моль/л.
ПГМ 10 14
[ОН'\ = =----г = 0,25.10’’ = 2,5- 1О’10 моль/л
[7Г] 4 10’5
Ответ: [Н+] = 4 -1 О5 моль/л; [ОН-] = 2,5 -Ю-10 моль/л.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролизом солей называется обменная реакция взаимодействия
ионов соли с водой с образованием малодиссоциированных соединений
и сопровождающаяся изменением ионного равновесия воды, что
отражается на характере среды.
74
Гидролиз солей является обратимой химической реакцией.
Количественными характеристиками его являются степень гидролиза г, и
константа гидролиза. Степень гидролиза соли выражается отношением
числа гидролйзованных молекул к общему числу молекул соли в растворе.
Степень гидролиза увеличивается с повышением температуры и
разбавлением
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой
(NaCI,KCI.Ba(’NO3)2!Na?SC),1H др.), гидролизу в растворе не подвергаются,
т.к. не образуется слабодиссоциированных соединений (катионы
сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы
воды). Реакция растворов этих солей остается практически нейтральной,
pH = 7.
Гидролизу подвергаются соли, образованные а) сильным
основанием я слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым
основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой.
а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и
слабой кислотой (Na1CO3.KHS,Na3l’O4K др.), протекает всегда по аниону,
заряд которого определяет число теоретических ступеней гидролиза.
Реакция среды их водных растворов - щелочная (pH > 7).
Пример 1. Написать гидролиз ацетата калия СН3СООК
Эта соль в растворе диссоциирует на ионы:
СН3СООК <-> СН3СОО + К+
анион слабой капюн
кислоты сильного
основания
Анионы слабой уксусной кислоты - ацетат ионы - связывают ионы
водорода с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты:
СН,СОО" + НОН <-> СН3СООН - ОН , pH > 7, среда щелочная
Молекулярное уравнение: СН3СООК + НОН СН3СООН + КОН
Пример 2. Написать гидролиз карбоната натрия Na3CO3
В растворе карбонат натрия распадается на ионы:
Na3CO3 о 2Na4 з СОу
Гидролиз соли, образованной слабой двухосновной кислотой и сильным
основанием, происходит ступенчато.
7-ая ступень-. СО3 +НОН <-> НСО3+ОН~рН > 7, среда щелочная
слабый
электролит
Молекулярное уравнение: ИагСОз + НОН <-> NaHCO.3 + NaOH
2-ая ступень: НСО3 +НОН <-> Н,СО3 + ОН' ,рН >7, среда щелочная
слабый
электролит
Молекулярное уравнение: NaHCOs + НОН *-> Н2СО3 + NaOH
В холодных, умеренно концентрированных растворах солей
гидролиз их практически ограничивается Кой стадией. При повышении
температуры растворов, а также по мере их разбавления гидролиз
усиливается и тогда заметно активизируется 2-ая стадия гидролиза.
75
б) Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым
основанием (CuCh , Мп(ИОз)2 , FeSC>4 , Al2(SO4)3 и др.) протекают всегда
по катиону, заряд которого определяет число теоретических ступеней
гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая (рН<7).
Пример 1. Написать гидролиз хлорида меди CuCIa
Хлорид меди диссоциирует: CuCI, о Си2* + 2СГ
Катион Арион
слабого си
основания кислоты
Гидролиз соли, образованной слабым двухкислотным основанием и
сильной кислотой, происходит ступенчато.
1-ая ступень: CuZf+ НОН <-> CuOH* + Н*, pH < 7, среда кислая
слабый
электролит
Молекулярное уравнение: СиСЬ + НОН <-> CuOHCI +• HCI
2-ая ступень: CuOH+ + НОН<-> Си(ОН)2 + Н+, рН<7, среда кислая
слабый
?ЛСК1рО/1И1
Молекулярное уравнение: CuOHCI + НОН <-> Cu(OH)a + HCI
Вторая ступень гидролиза заметно протекает только при
нагревании и разбавлении раствора.
в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой
кислотой (CH3COONH4, NH4CN, (А’НфСОз и др.), протекает
одновременно по катиону' и по аниону, образуя сразу два слабых
-электролита. Реакция среды водного раствора такой соли
устанавливается путем сравнения констант диссоциации образующихся
слабых электролитов. Если константы диссоциации основания и кислоты
близки, то реакция раствора остается практически нейтральной, если же
они различаются па несколько порядков, го среда может быть
слабокислой или слабощелочной - в зависимости от силы кислоты и
основания.
Пример 1. Написать гидролиз цианида аммония NH4CN
Цианид аммония диссоциирует: NH4CN о NH4 + CN~
Капюи А»»0"
слабо.» иаю“
основания кислоты
NH* + CN' + НОН <-> NH4OH + HCN
K«(NH4OII) = 7,2 IO7
Кд(НСХ) = 7,2 -10 ’-°
Сравнение констант диссоциации показывает, что кислота более слабый
электролит, чем щелочь, поэтому реакция среды в растворе соли
слабощелочная, pH > 7.
Молекулярное уравнение: NH4CN + НОН <-> NH4OH + HCN
Пример 2. Написать гидролиз карбоната аммония (МНфСОз
Карбопат аммония диссоциирует:(ИН-фСОз <-> 2NH4 + СОЦ
Катион Аннон
слабою лабой
основания кислоты
76
1-ая ступень: NHJ + COf +НОН <->NH4OH + НСО:
КД(НН4ОН) = 7,2-10 7
Кд(НСО;)= 5,73 -10 11
Молекулярное уравнение: (NH4)2CO3 + HOH«->NH4OH + NH4HCO3, pH > 7,
среда слабощелочная
2-ая ступень: NH4HCO3 <-> NH4 + НСО3
№4++ HCOJ+ НОН <-» NH,OH + Н2СО,
KS(NH4OH) = 7,2 -10-7
Кд(Н2СОз) = 3,72 -10 7
Молекулярное уравнение: NH4HCO3 + НОН о NH4OH + Н2СО3
Вторая ступень усиливается только при нагревании. Разбавление
растворов солей данного типа не усиливает гидролиза их, так как
степень гидролиза таких солей не зависит от концентрации.
Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли,
образованные слабыми летучими кислотами и мпогокислотными
гидроксидами (AI2S3, Cr2S3, А1г(СОз)з, Рег(СОз)з и др.), пе могут
находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого
взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным
выделением газа и выпадением осадка.
При взаимодействии сульфида алюминия с водой наблюдается
образование осадка гидроксида алюминия и выделение сероводорода
AI2S3 + 6НгО = 2А1(ОН)з I + H2St
Аналогичная реакция происходит и при сливании водных
растворов хлорида алюминия и сульфида натрия. Вместо
предполагаемого в качестве одного из продуктов реакции сульфида
алюминия образуются продукты его полного гидролиза, поэтому можно
записать следующее уравнение реакции
2AICI3 +3Na2S + 6Н2О = 2А1(ОН)з 4 + 3H2St + 6NaCl
Подобное взаимодействие двух солей, усиливающих гидролиз друг
друга, называется совместным, гидролизом.
Вопросы и упражнения
1. Изменится ли электропроводность воды при пропускании через
нее: а) азота, б) хлора, в) оксида азота (I), г) оксида азота (IV)?
2. Написать в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме
уравнения реакций. Все ли они могут протекать в растворах?
а) нитрат кальция и карбонат калия
б) гидроксид бария и азотная кислота
в) силикат натрия и гидроксид бария
г) карбонат калия и соляная кислота
д) нитрат железа (III) и гидроксид натрия
е) гидроксид железа (II) и гидроксид натрия
ж) хлорид алюминия и нитрат серебра
77
з) сульфид железа (II) и соляная кислота
и) гидроксид меди (II) и сульфат калия
к) карбонат магния и серная кислота
3. Написать уравнения ступенчатой диссоциации:
а) гидроксида железа (III)
б) ортофосфорной кислоты
в) гидроксида меди (II)
г) гидроксида алюминия
4, Составьте по два молекулярных уравнений реакций,
соответствующие каждому из заданных ионных уравнений.
a) SO.)2’ + Ва2+ = BaSCU
б) Mg(OH)2 + 2Н+ = Mg2* + 2НгО
в) Ag* + СР = AgCI
г) н:ро;+ он * н2о+нро/
д) АЮН2* + Н* = А13+ + Н2О
с) FeS + 2Н* = Fe2* + H2S
ж) СОз2’ +2Н* = СО2 + Н2О
5. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения следующих
реакций:
AgNO3+ FeCI3 =
Pb(NO3)2 + Na2S =
K2SO4 + BaCI2 =
А1(ОН)з + KOH =
СиСОз + HCI =
(NH4)2SO4 + KOH =
6.
FeCIs + NH4OH =
Ba(OH)2 + HNO3 =
CaSO4 + BaCI2 =
А1(ОН)з + H2SCU =
(NH4)2S + II2SO4 =
NH4CI + Ca(OH)2 =
Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих солей: NaCI, MgCh, AICI3, А12(8Оа)з, K2SO4, AgNO3, BaCI2
7. Укажите, какие ионы находятся в растворах следующих
электролитов: H2SO4, Na2SO4, ИаНСОз, Са(НСОзф, NaH2PO4, Na2HPO4,
ИазРО4
8. Даны следующие вещества: хлорид железа (II), азотная кислота,
поваренная соль, кальцинированная сода. Напишите в молекулярном и
ионном виде уравнения реакций, протекающих попарно между
предложенными веществами.
9. Раствор фосфата натрия имеет сильнощелочную реакцию, а
раствор дигидрофосфата натрия - слабокислую. Дайте объяснение.
10. Как известно, железо активно реагирует с раствором серной
кислоты. Однако при добавлении к этому раствору ацетата калия
выделение пузырьков газа резко замедляется. Как это можно объяснить?
11. pH одного из растворов равен 3. рОН другого раствора равен
10. В каком растворе и во сколько раз концентрация ионов водорода
больше?
78
12. Клк изменится pH, если к чистой иоде добавить несколько
капель водного раствора аммиака?
13. Указать реакцию среды водных растворов следующих солей:
CHsCOONa, CaSO4, K2SO4, NH4CI, NaCI, Ca(CN)2, Na2S, CrCI3.
14. Какая из указанных ниже солей изменит окраску синего
лакмуса? (NH4)aSO.4, Ca(CN)2, NH4CI.
15. Какая из указанных солей не подвергается гидролизу: ZnCl2,
Си(ЫОз)2, FeSO4, NaCIO4, Ca(OCI)2 ?
16. Напишите в ионной и молекулярной форме уравнения
гидролиза указанных солей (по ступеням) и укажите реакцию среды их
водных растворов: ZnBr2, FeSO4, Cu(NO3)2, MnSO4, Л1С1з, Fc2(SO4)3,
Bi(NO3)3, Na3AsO4, NH4CIO, Са(ОС1)я .
17. Добавлением кислоты или щелочи можно усилить гидролиз
бромида цинка ?
18. Закончите уравнения следующих реакций и расставьте
коэффициенты:
a) AI2(SO4)3 + Na2CO3 + Н2О -4
б) Cr2(SO4)3 + (NHt)aS + Н2О -4
в) АШгз + Na2S + Н2О -4
г) Fe2(SO4)3 + (NH4)2CO3 + Н2О ->
д) Na2SiOs +(NH4)2SO4 + Н2О ->
19. К раствору, содержащему 3,17 г хлорида хрома (III), прибавили
раствор, содержащий 3,4 г сульфида аммония. Образовавшийся осадок
отфильтровали и прокалили. Определить массу осадка после
прокаливания, а также какие соли и в каком количестве содержались в
фильтрате.
Ответ: 1,52 г Сг2О3, 1,36 г (NH4)2S,
3,21 г NH4CI
20. В воде растворили 58 г нитрата аммония, 104 г сульфата
калия, 116 г нитрата калия, при этом получили 1600 г раствора. Такой
же раствор может быть получен путем растворения в воде сульфата
аммония, нитрата калия и сульфата калия. Какие массы этих веществ
необходимы для приготовления 1600 г раствора?
Ответ: 47,82 г (NH4)2SO4, 189,24 г К5Ю3,
40,94 г K2SO4
21. Вычислить молярную концентрацию гидроксид-ионов в
растворе соляной кислоты с pH равным 4.
Ответ: [ОН ] = 10 моль/л
79
ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Современные представления о природе химической связи
основаны на электронной теории валентности. Согласно этой теории,
атомы, образуя химические связи, стремятся к достижению наиболее
устойчивой электронной конфшурации {имеет наименьшую энергию).
Электроны, принимающие участие в образовании химической связи,
называются валентными. Валентность атома определяется числом его
неспаренных электронов, участвующих в образовании химических
связей с другими атомами, а также числом обобществленных
электронных пар в ковалентных соединениях. Валентность всегда
выражается небольшими целыми числами.
Различают атомы элементов, имеющих постоянную валентность: Н,
Na, Са, AI и др., и атомы элементов, проявляющих переменную
валентность: С, S, CI, Си и т.д. Переменная валентность связана с
возможностью распаривания и спаривания электронов (обычно в
пределах одного энергетического уровня). Энергия, затраченная на
распаривание электронов в пределах одного энергетического уровня, как:
правило, полностью компенсируется энергией, выделяющейся при
образовании дополнительных химических связей.
Но в соединении электроны, образующие химическую связь,
смещены к наиболее электроотрицательному атому, и, следовательно, он
приобретает определенный отрицательный заряд. В соответствии с этим
определением введено понятие степени окисления; оно облегчает
установление формул соединений элементов, существующих в
нескольких валентных состояниях и полезно при составлении уравнений
окислительно-восстановительных реакций.
Степенью окисления называется формальный заряд атома в
молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи атомов
в молекуле ионные. Понятие степени окисления имеет чисто условный
характер и не отвечает реальному распределению зарядов между'
атомами в молекуле. В органической химии понятие степени окисления
обычно не используется.
Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует
исходить из следующих положений:
1) степени окисления элементов в простых веществах принимаются
равными нулю;
2) а.мсбраичсская сумма степеней окисления всех атомов в
соединении (с учетом числа атомов), равна нулю;
3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют
щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы,
цинк (+2), алюминий (+3) и кадмий (+2);
4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях,
кроме гидридов металлов NaH, СаН-. и т.п., где его степень
окисления равна -1;
5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за
исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OFa (+2).
80
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными реакциями называются
реакции, при протекании которых атомы и ионы некоторых элементов,
входящих в состав реагирующих веществ и получившихся после
реакции, изменяют свою степень окисления.
Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на:
1) реакции, межмолекулярного окисления-восстановления (это
реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав
различных веществ), например:
Fe + CuSO4 =Cu + FcSO4
2КМпО4 +16HC1 -- 2MnCI2 f 2KCI + 5 CI2 + 8H2O
2}реакции самоокисления-самовосстановления или
диспропор-ционирования (в этих реакциях и окислителем, и
восстановителем являются атомы одного и того же элемента,
находящегося в одинаковой (обязательно промежуточной) степени
окисления), например:
ci2+H,o = iici+ncio
3S 6NaOH = 2Na, S+ Na2 S 03 + 3H,0
3) реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
(в этих реакциях участвуют окислитель и восстановитель, которые
входят в состав одного и того же вещества), например:
2КМпО4 = К, Мп 04 + Мп О. + 6,
2KCIO, = 2КС1 + ЗО,
Процесс, сопровождающийся принятием электронов атомами или
ионами, называется восстановлением, а отдачей электронов -
окислением.
Окислителями называются вещества, атомы или ионы которых
принимают электроны, при этом их степень окисления понижается. К
окислителям относятся:
1) электрический ток на аноде;
2) некоторые типичные неметаллы:
F,, CL, Вг2,]°,- -;е-ч>2П', 2СГ1, 2Вг~’, 2Г1
Отсли^ге.чь^ые свойства
шпрастан'т
0°- -2:- >0 + 0,
О,—4е^2О
3) некоторые оксиды металлов, содержащие атомы металлов в высшей
,1 о
степени окисления: Ag2 О——- >2Ag
СгО.—'3 е > Сг (характер получаемых продуктов зависит от среды:
Н’ > Сг3 ; ОН -> сю;; Н2О -> Сг(ОН)з)
81
+4 л - +2
PbOj—t±i->Pb (характер продуктов также зависит от среды)
4) кислородсодержащие кислоты:
концентрация кислоты
+5 44 -I О -I
а) азотная кислота: Н N О3---->NO3, NO, NiO, Л',, NH3(NH3)
-----------------------------------—
активность восстановителя
неМе.малоам.Мс
неМе, малоакч Me
дао3(«
™О3(раэ6)----->
1----------->N ,o !-----------
актявяуй .Vfe ' активный Me
Соли азотной кислоты являются слабыми окислителями.
+б +4 0 -2
б) концентрированная серная кислота: II, SO4iK0№1-------->SO2, S, Н2 S
активность восстановителя —>
Соли серной кислоты - слабые окислители.
в) кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли:
Н CI О, IJ О О,, Н С1Оч, Н С! О4 и их соли-> СГ (реже С12)
< томТа^темКратт,а - Окислительные свойства возрастают —>
действие света при нагревании
N,0, N2, ГН; (NH,j
г)марганцовая кислота: IIMnO,
—>Mn*
д) дихромовая кислота: H, Ст O7 - -t--'->2C'r3'
о) некоторые соли, содержащие атомы металлов в высшей степени
окисления:
КМпО,----> —
(продукты восстановления зависят от характера среды)
К, Сг2О7——--4 в кислой среде (FT) - Сг3"
--->Сг34 в щелочной среде (ОН~)- СгО~
К, СгО4——в нейтральной среде (НгО) - Сг(ОН)з
б) ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления:
Fe3+—Sn4+ >Sn2-; Cu2+--->Cui+ Cu; Hg2+---, Hg22+
7) водород в степени окисления +1 выступает как окислитель
преимущественно в растворах кислот:
2FT + 2ё -> Н2
Восстановителями называются вещества, атомы или ионы
которых отдают электроны, при этом их степень окисления повышается.
К восстановителям относятся:
1) электрический ток па катоде;
82
2) металлы (че-л металл активнее, тем он более сильный восстановитель):
№°_2£_>Na1+: Си0—^->Си2У Zn" - -2-? >7.п2т
(характер продуктов зависит от реакции среды: в кислой среде (Н*) -
Zn24; в щелочной (О1Г) - ZnCh2 ; в нейтральной (Н2О) - Zn(OH)2, также у
AI и Сг)
3) некоторые неметаллы:
Н"-2ё----->2Н4
О И -2
С----->СО, ИЛИ С О
Si° >SiO,,SiO,
Р°—^-э-РО3’
4) гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов:
СаН; -~2е- >Н° +Са24
5) бескислородные кислоты:
HCI, HBr, Hi--->СГ2, Вг>, L
^сидение восстановительной
способности
Соли этих кислот - слабые восстановители (кроме KI)
Н2 S и ее соли-> S, S О,, S Оу
6) аммиак и его производные;
NH.
(PH, -
РО;~)
NH,OH
гидроьсиламин
гидразин
7) ионы металлов в низкой степени окисления:
Fe2+ —1-е3 У Sn2+ —^->Sn
46 7
>MnO:
-4ё, ОН"
МгР*->
Сг
Сг3
-> Сг3 ’ (в зависимости от среды)
->Сг!” (в кислой среде - Сг2О2-; в щелочной среде - CrOj’)
8)органичсские соединения-> до CCh (кроме специфических реакций)
Окислительно-восстановительная двойственность
Атомы, проявляющие в соединениях промежуточную степень
окисления, являются или окислителями, или восстановителями в
зависимости от характера второго реагента, т.е. этим соединениям
присуща окислительно-восстановительная двойственность.
[о] - окислитель, [н] - восстановитель
83
NO< !H-'-- NO2 [0] >N02
N О < — H N O2 и ее соли —12^—> N О J
H,O, ОН <-И— H2 O2 —^62
S<—И— S O2, S Oj' и ее соли—S О2’
Н2 St-1”1— S '01 >so2
2Г <--И -Ь—Lql >10, I О;
Mn+2<-^MnO2- ---->MnO2’,.MnO4
P < 1H> P O2’ —P O’’
Составденне уравнений окислительно-
восстановительных реакций
Уравнения окислительно-восстановительных реакций можно
составлять методом электронного баланса и ионно-электронным методом
(методом полуреакций). В составе обоих методов лежит общий принцип:
количество отданных электронов равно количеству принятых
электронов.
Метод электронного баланса, основан на сравнении степеней
окисления атомов в исходных и конечных веществах. Им рекомендуется
пользоваться в тех случаях, когда реакции протекают не в растворах
(обжиг, разложение, горение).
2КС10з —>2КС1 +ЗО2
окислитель
2 4 СГ5 + 6ё-----> СГ'
восстановитель 3
б 2О’2 - 4е------> О!)
окислитель
восстановитель
4FeS2 + lld,—!->2Fe,O,+8SO2
11 4 О2 + 4ё-----> 2О’2
Ге’2 - 1е---> Fe ’
И
2S’1 - 10е--->2S+4
Метод полуреакций или ионно-электронный метод основан
на составлении ионных уравнений для процессов окисления и
восстановления с учетом среды, в которой происходит реакция.
Электронно-ионный метод учитывает характер среды, которая
оказывает определенное влияние на направление реакции. Сильные
электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты - в виде
молекул. В ионную схему включают те ионы, которые проявляют
восстановительные и окислительные свойства, а также ионы, которые
характеризуют реакцию среды. Количество атомов кислорода в правой и
левой частях уравнения регулируются средой.
84
1 Добавление нейтральная и кислая среды: Н20 = О-2 + 2Н+
кислорода. щелочная среда: 20ЬГ= 0 2 + Н2О
2. Отнятие кислая среда: 0 2 + 2Н+ = Н20
кислород^ нейтральная и щелочная среды: 0-2 + Н20 = 20Н
а) в кислой среде MnO2—— >Mn +2Н.0
Мп О, + 4Н* + 2е--->Мп + 2Н2О (отнятие кислорода)
Сг2ОД—; ->2Сг3т + 7Н2О
Сгз Ор + НН’ + 6ё->2Сг -г- 7Н.0 (отнятие кислорода)
б) в щелочной среде Zn° + 4ОН* —~>ZnO;
Zn° + 4ОН* - 2ё-->ZnO2“ +211,0 (добавление кислорода)
Сг О) * ——+ Ст О; + 40Н
CrO4 + 2Н2О + Зё—-,е->СгО2 +40Н* (отнятие кислорода)
в) в нейтральной среде Мп 04 —— > Мп О, + 401Г
+л +4
Мп 04 т 2Н,0 + Зё —> Мп О, ч 40Н“ (отнятие кислорода)
исключение: Сг2О2* +7Н2О + 6ё-->2Cr(0H),+ 8011
н, S >S0,+2ir
-2 *4
Н2 S + 2Н2О - 6ё-> S О, + 611“ (добавление кислорода)
Примеры реакций в кислой среде
1) NaNO, + K,Cr2O, + H2SO3---->NaN03 ^CrPSOj, -К2$О4+НгО
восстав гаии: среда
3 NO“+II20-2e---->N0; +21Г
Cr2O;“ +141Г + 6ё------>2Cr” + 7Н,0
заряды левой и правой
частей должны быть равны
1
3NO2 +Cr20; +14H++3H,O-3NO7 + 2Cr3‘ +6Н--+ 7Н2О
Помножив все члены на коэффициенты, суммируем электронно-
ионные уравнения, а затем сокращаем подобные члены и по краткому
ионному уравнению составляем молекулярное уравнение (в кислой среде
обычно все катионы в правой части уравнения связываются ионами
среды в соответствующие соли)
3NaNO2 + К,Сг2О7 + 4H2SO., = 3NaN0, + Cr2(SO4), +K2SO4 +4H2O
2) KMnO,. + HCI-----+ MnCI2 i KCI + CI2 -I H20
среда
5 2CI -2ё--------->01°
2 | МпО; + 8Н4 +5ё------->Mn2" + 4H,O
2MnO4 +16H" + 10СГ------->2Miv‘ + 5CI,+811.0
2KMnO4 +16 HCI------->2MnCI, + 2KCI + 5CI, -r 8U2O
85
3) PbO2 +MnSO4 + H2SO4--->PbSO4 +Pb(MnO4)2 +H20
окислит восстан среда
2 I Mn* 2* -t 4H2O - 5ё->MnO; + 8H+
5 I РЬО2+4ЬГ + 2ё------->Pb:'~2H.O
5PbO2 + 2Mn2’ + 8Н.О+201Г =5Pb2" +2MnO, +16H’ +10H,O
5PbO2 + 2MnSO4 + 2H,SO, = 4PbSO4 + Pb(MnO4), + 2H2O
пли 5PbO2 + 2MnSO4 + 3H,SO, = 5PbSO4 + 2HMnO4 + 2H,0
4) P <-HNO3(Prf)------->H3PO4+NO
окислит
3 Р + 4Н2О-5ё--------------->PO/--8H'
5 NO3~ + 4H* + Зё-------»NO + 2H,0
ЗР + 5NO; + 12Н2О + 2011' - 3P0f + 5NO + 24Н+ + ЮН2О
ЗР + 5HNO3(pas6) + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO
Примеры реакций в щелочной среде
1) NaNO2 + K,CrO4 + КОН--->NaNO3 +КСЮ2 +Н,0
восс гаи окислит среда
3 NO; + 2OH-2e--------->N0:-tH,0
2 I СгО7+2Н,О + Зё------>CrO; 4-4011
3NO; + 6OH’ + 2CrO4“ + 4H2O = 3X0, + 3112() + 2CrO, + 80РГ
3NaNO, + 2 K2CrO, + H2O = 3NaNO, + 2KCrO2 -г 2K0H
2) NaCIO + KCrO- -4- KOH-----> NaCI + K,Cr(), + HO
скис.,т среда
3| CIO' + II2O + 2c---->CI -2OH'
2 I СгО.-401-Г-32--------»CrO;~ + 2H,0___________________
ЗСЮ + 2CrO3 + 8OH’ +3H2O = ЗСГ + 2CrO2 +4H.O + 6OH'
3NaCIO + 2KCrO, + 2 KOH = 3NaCI + 2K3CrO, 3 H2O
3) Zn 4 KMnO. + KOH------>K9ZnO, + K,MnO4 4 H,0
™™.™r w
1i Zn + 40H~ - 2e---->7nO2’ +2H,0
21 MtiO; + c-----> MnO4____________________
Zn T 2MnO; + 4OH” = ZnO2~ + 2MnO2’ + 2H,0
Zn + 2KMnO„ + 4KOH = K,ZnO2 + 2K,MnO4 + 2H,0
4) P +KIO3+KOH------>K3P04+KI + H,0
nocciaH окислит cPen^
б I P + 8OH -52--->PO4++ 4H?O
5 I IQ, +3H;O + 6e->I~ + 6OH__________
6Р + 5Ю; + 48OH +15H?^6PO3 4f+ 5H i24H2O + 30OH‘
6P + 5KIO; +18 KOH-6K,PO4 + 5KI +911,0
86
Примеры реакций в нейтральной среде
В левой части уравнения окислительно-восстановительной реакции
и отнятие кислорода, и добавление кислорода производится только
водой, а в правой части уравнения могут быть или ионы Н+, или
ионы О// , а также ионы Н+ и ОН одновременно, которые образуют
молекулы воды.
l)NaNO, ь К,Сг2О. + Н20--->NaNO3 + Сг(ОН)3 + КОН (можно записать К[Сг(ОН).<]
восстан 0<ислит среда
31 NO: + H.O-2e------->NO;+2HJ
1 I Сг2о;' + 7Н2О + 6ё->2Cr(OH), -^ЗОН
3NO' -I Cr O’ +1 ОН,О = 3NOJ + 2Cr(OH)3 + 8OH~+6H~
611,0 + 20H"
3NaNO2 + K2Cr,O7 -i 4II2O =3NaN0,+2Cr(OH)3 -* 2K0H
2) Zn +KMnO4 + H20---->Zn(OH)2 тМпО2 +KOH
В0СС-1Ш1 окислит среда
3 Zn+2H2O-2e--------->Zn(0H), + 2H+
2 MnO; + 2H,0 + 3e------» MnO, + 40H~
3Zn 4- 2MnO; +10H;O - 3/n(OH)2 + 2MdO2 + 80H~+6H*
6H2C) + 2Oir
3Zn - 2КМпО4 + 4H2O = 3Zn(0H), + 2MnO, + 2K0H
3) PH3 + К,СьО7 + H20-> K,PO, - Cr(OH)3
восстав окислит среда
3 I PH,+4Н,О-8ё----->P0:~+11H'
4 j Сг;О? + 7Н.О-6ё---->Сг(ОН)3-801Г
ЗРпГТзСьОр + 40H,Q = 3P0f + 8СП0Н1- + 32ОН" + ЗЗН^
32Н2О + Н+
3PII, + 4К2Сг2О, + 8Н,0 = 2К,РО4 + 8Сг(0Н), + К2НРО4
Примеры реакций с органическими соединениями
1) СН2 = СН2 + КМ11О4+Н2О->СН2(ОН)-СН2(ОН) + МпО,+КОН
восстал окислит среда
3 С2Н,+ 2Н2О-2ё-------->С2Н„О,+21Г
2 MnO4 + 2Н,0 + Зе-----> MnO, + 40FT
ЗС.Н, + 2MnO; +1 OHjO - 3C,Hf О, + 2МпО, +80Н~ +6НТ
611,0 I-2011
ЗСН2 =СН,+2КМпО4+4Н2О = ЗСН2(ОН)-СН2(ОН) + 2МпО2 I-2K0H
2) C,IIsCOOH+KMn04+H,SO4-----»С02 +MnSO4+K2SO4 +Н,0
восстан окислит среда
14 МпО;^8Н'+5ё------->Мп’*+4Н,0
5 С311ьО,+4Н,О-14ё---->ЗСО,+141Г
5С-Н6О, + 14МпО4 +112Н* 4- 20Н,О -15С0, + 14Мп2+ + 70Н+ + 56Н,О
5C2HsCO0H + 14KMdO4 +21H,SO4 =15С0, +14MnS0. + 7K2SO4 +36Н2О
87
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролиз - это совокупность процессов, проходящих на
электродах при прохождении электрического тока через раствор или
расплав электролита. Электролиты - проводники второго рода. При
электролизе катод служит восстановителем (отдает электроны катионам),
а анод - окислителем (принимает электроны от анионов). Сущность
электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии
химических реакций - восстановления на катоде (К) и окисления на
аноде (А). Эти процессы называются процессами (реакциями)
электровосстановления и электроокисления. Восстановительное и
окислительное действие электрического тока во много раз сильнее
действия химических окислителей и восстановителей. Различают
электролиз расплавов и растворов электролитов.
Электролиз расплавов солей
1) Все катионы металлов восстанавливаются на катоде:
К(-): Zn2+ + 2ё-------------->7.n°; Na' +!е--->Na“
2) Анионы бескислородных кислот окисляются па аноде:
А(+): 2СГ-2ё—->С12
3) Анионы кислородсодержащих кислот образуют соответствующий
кислотный оксид и кислород:
А(+): 2S0', - 4ё-->2SO3 + О,
Пример 1. Написать уравнение электролиза расплава хлорида
натрия.
Решение: 2NaCI—тшглг >?Na + С!,
расплав
2! К(-): W+le----->Na° 1! А(+): 2С1~-2ё---------->С12
Пример 2. Написать уравнение электролиза расплава гидроксида
натрия.
Решение: 4NaOII—^s=*iM-2Na+02-г2Н2О
расплав
4 |К(-): Nax + 1ё-->На° 1-| Л(+): 4ОЯ“-4ё---------->О2+2Н2О
Пример 3, Написать уравнение электролиза расплава сульфата
натрия.
Решение. 4\a2SO4- »2Na + 02 + 2SO3
расплав
4 | К(-): Na++le--->Na° 1 I A(+) : 2SOf-4e------->02->-2S03
Пример 4. Написать уравнение реакции получения алюминия
электролизом расплава глинозема.
Решение. Сначала происходит термическая диссоциация оксида
алюминия в силу его амфотерности:
А!,0.<—эЛФ + ЛЮ’’
4 I К(-): АФ+Зё-->А1“ 1| А(+): 4А1Сф-12ё--------->ЗО2+2А12О3
4А/. О, + 30, + 2АЦО,
88
Электролиз водных растворов электролитов
На ход процесса электролиза и характер конечных продуктов
большое влияние оказывают природа растворителя, материал
электродов, плотность тока на них и другие факторы. В водных
растворах Электролитов, кроме гидратированных катионов и анионов,
присутствуют молекулы воды, которые также могут подвергаться
электрохимическому окислению и восстановлению. Какие именно
электрохимические процессы будут протекать на электродах при
электролизе зависит от значения электродных потенциалов
соответствующих электрохимических систем.
Катодные процессы.
При прочих равных условиях ионы металлов восстанавливаются на
катоде тем легче, чем менее активен металл, чем дальше вправо он
расположен в ряду' напряжений.
1. Катионы металлов, имеющие электродный потенциал более
высокий, чем у ионов водорода Н+ (в ряду напряжения эти металлы
стоят после На), при электролизе практически полностью
восстанавливаются на катоде.
Си "-2с---->CuG
2. Катионы металлов, имеющие низкую величину электродного
потенциала (от начала ряда напряжения по алюминий включительно), не
восстанавливаются на катоде и остаются в растворе; на катоде идет
процесс электрохимического восстановления водорода из молекул воды:
2Н, О + 2ё-► Н2 + 2ОН"
3. Катионы металлов, имеющие электродный потенциал ниже, чем
у ионов водорода (//*), но выше, чем у ионов алюминия (АГ’), т.е.
стоящих между Zn2* -» Me" <— Н,, при электролизе восстанавливаются на
катоде одновременно с водородом.
Fe3* +3е--->Fe°
2Н2О+2ё---->Н2 +2ОН'
Таким образом, характер катодного процесса при электролизе
водных растворов электролитов определяется, прежде всего, положением
соответствующего металла в ряду напряжения.
Анодные процессы.
При электролизе веществ используются инертные, не
изменяющиеся в процессе электролиза аноды (графитовые, платиновые)
и растворимые аноды, окисляющиеся в процессе электролиза легче, чем
анионы (из цинка, никеля, серебра, меди и других металлов).
1. Анионы бескислородных кислот (S2 , I~.Br ,СГ) при их
достаточной концентрации легко окисляются до соответствующих
простых веществ.
2. При электролизе водных растворов щелочей,
кислородсодержащих кислот и их солей, а также плавиковой кислоты и
89
фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением
кислорода:
в щелочных растворах: 4О1Г - 4ё——>0, + 2Н2О
в кислых и нейтральных растворах: 2Н,0- 4ё-->О2 + 4IT
Пример 1. Написать уравнение электролиза водного раствора
хлорида меди.
Решение. CuCI2 + (Н20)—^^^=-->Си + С12 + (Н20)
1 I К(-): Си!++2ё--->Си° 1| А(,-г): 2СГ-2ё-------->С1,
Пример 2, Написать уравнение электролиза водного раствора
фосфата натрия.
Решение. 2Н2О >2Н2 + О,
2! 2Н2О + 2ё--------->Н,+20Н" 1! А(+) : 2Н3О-4ё----->0.-4Н|
(Na") (РОГ)
Пример 3. Написать уравнение электролиза водного раствора
нитрата железа (III).
Решение. 4Fe(NO3)3 +1011,0 —+ 4Н. -50, T12HNO3
К(-): Feu+33--->Fe°
2Н,О + 2ё->Н,+20!Г
।
А(+): 2Н3О-4ё----->0,-410
4Fe3* +18Н-0--->4Fe + 4H, +50, + 20FF э 80Н~
8Я,О + 12Я+
Пример 4. Написать уравнение электролиза водного раствора
хлорида железа (III).
Решение. lOFeCI, - 12Н.О—^А^бГе-бН, +15С12 +4Fe(OH)3
|К(-)
Fe3+ -Зе------>Fe°
2Н,О + 2ё-->II2 + 2OFT
5 [/!(-): бСГ-бе------------->ЗС73
6Fe3++12Н,0+ 30CI -->6Fe + 6H. Н 5С12 + Fe(OH),
Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием
электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита
может быть установлена на основании закона Фарадея:
где m - масса образовавшегося при электролизе вещества, Э -
эквивалентная масса вещества (г/моль), М - молярная масса вещества
(г/моль), п - количество отданных или принятых электронов, I - сила тока
(A), t - продолжительность процесса (сек), F - константа Фарадея,
характеризирующая количество электричества, необходимое для
вьгделепия одной эквивалентной массы вещества. (F = 96500 Кул/моль =
26,8 А'ч/моль).
90
На законах Фарадея основаны различные расчеты, связанные с
электролизом
Упражнения для самостоятельного решения
1. Закончить уравнения реакций и расставить коэффициенты:
a) S * НКОз(коиц) ->
S * НЛЮз(разб) ->
H3S + HNO3(kohu) ->
Fe SO4 + HNOafKOHn; + H2SO4—>
Au + HNO3 + HCI
Pt + HNO3 + HCI ->
AS2O3 + ННОз(конц) —>
HaS + H2SO4(kohu) ->
HBr + HaSCUfKoim) ->
С + НаЗОдконц) >
6) MnOa + HCI -+
M11O2 + KBr + H2SO4 >
K2MnO4 + KI + H2SO4 ->
KMnO4 + HaS + H2SO4—>
KMnOi-r HaS + H2O -»
в) KMnO4 + KNO2 + H2O
CrCI3 + NaCIO + NaOH ->
FeSO4 + КСЮ3 + H2SO4 ->
КСЮ3+ MnOa + KOH ->
г) H2C2O4 + KM11O4 + II2SO4—>
KI+ KNO2 +CH3COOH - >
H зЭОз +CI2 + H2O —>
MnOa KNO3 + KOH
KMnO4 + KNOa + H2SO4 -у
KMnO4 + HI + H2SC>4^
KaCraO? + HaS + H2SO4 ->
KaCraO? + KI + H2O ->
KaCraO? + SOa + KOH >
KaCraO? + HaOa —>
K2SO3 +Br2 + H2O
KaCraO? + CuCI + HCI -+
KM11O4 + FeCIa + H2SO4 -у
KaCraO? + (NH4)2S + H2O - >
C2H5OH + KMnO4 + HaSO4 ->
C4H8 - KaCraO? + H2SO4-*
СзН?ОН + KM11O4 + H2SO4
C4H9COH + KaCraO? + ИШ ?
C3H4 + KMnO4 + H2O —>
д) N2H4 + AgNOs + KOH ->
KOH + Zn + H2O ->
AS2S3 + HNO3(kohu) —>
Mn(OH)2+ CI2+ H2O ->
NaAsOa + CH + NaOH ->
NO2 + KMnO4 + HaO ->
СазРа + Cla + H2O —>
H2O2 + KaCraO? + H2SO4 ->
CuaS + ННОз(раэб)
P + КМПО4 т H2O
Fe(OH)a + Оз + H2O
Cr2O3 + KNO3 + KOH
KNOa + Al + KOH + H2O
(NH4)2S + K2Cr2O7 + HaSO4-^
СазР2 + KMnO4 + H2SO4
Cu2S + KMnO4 + HaSO4 —>
e) NaOCI + KI + H2SO4 ->
Fe(OH)a + NOa ->
NaNOa + Cb+ NaOH ->
CuO + NH3
AsaSs + HNO3 + HaO
Zn + КСЮз + KOH +H2O -э-
MnOa + KBr + H2SO4 >
2. Восстановите левую часть
восстановительной реакции:
-> К2СГО4 + KCI + На
-у MnSO4 + la + KaSO4 + HaO
Ca3P2 + KMnO4 + H2O
PCI3 + Br2 + HaO
H2O2 + HaS ->
(NH4)aS + HNO3(pa:,6) >
SiH4+ KaCraO? + Н2О-э
PbOa+ NaCrOa + KOII->
уравнения окислительно-
91
- + MnSOy + S + K2SO4 + H2O
- > H2SO4 + HCI
Саз (PO4)2 + K2SO4 + Cr2 (SO4)3 + H2o
— > He 2(804)3 + SO2 + H2O
— > KNO2 + CO2
- » FeCI2 + I2 + HCI
— > I2 + NO + H2O
~> Fc(NO3)3 + H2SO4 + NO2 + H2O
3. Напишите уравнения реакций между следующими веществами:
+ /%О4 —%>
+Zn—!-»
Cu2S + Cu(NO,); —!—>
4. Обсудите возможность взаимодействия между- следующими
веществами:
Fe(NO3)3 и Л1
Са3Р2 и КМпО4
Р,О3 и AgNO,
ZnSO4 и Mg
5. Напишите уравнения электролиза следующих солей:
а) расплава Na3PO4 , СаВгг , Na2SiO3
б) раствора Fe 2 (SO4)3 , ZnBr3 , Ni (NO3)2 .K2SO3
6. Напишите уравнения электролиза водных растворов и расплавов
(где это возможно) следующих веществ: СиСЬ: AgNOa; MgSO4; NaOH;
CaCI2; H2SO4.
7. Приведите по одному примеру солей, для которых электролиз
раствора и расплава даст: а) одинаковые, б) разные продукты.
8. При электролизе раствора хлорида кальция на катоде
выделилось 5,6 г водорода. Какой газ выделился на аноде и какова его
масса?
Ответ: 198,8 С12
9. Через находящийся в электролизере 4%-ный раствор хлорида
бария массой 175 г пропускали электрический ток до тех пор, пока на
аноде не выделилось 224 мл (н.у.) газа. К оставшемуся в электролизере
раствору7 добавили воду до объема 200 мл. Вычислите молярную
концентрацию соли в получившемся растворе.
Ответ: 0,118 моль/л
10. После пропускания через 250 г 10%-ного раствора нитрата
натрия в течение некоторого времени электрического тока массовая доля
соли увеличилась вдвое. Вычислите объемы газов (н.у.), выделившихся на
электродах.
Ответ: 156 л Н3; 77,8 л Ог
92
F
Содержание
ВВЕДЕНИЕ................................................2
ПРОГРАММА ДЛЯ ВСТУПИТЕЛЬНЫХ ИСПЫТАНИЙ ПО ХИМИИ В
МЕДИЦИНСКИЕ ВУЗЫ........................................2
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ........................5
Задачи для самостоятельного решения....................16
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ.........................................26
Задачи для самостоятельного решения....................34
СТРОЕНИЕ АТОМА.........................................40
Вопросы и упражнения...................................40
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ....................41
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА......................41
Вопросы и упражнения...................................41
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.......................................42
Вопросы и упражнения...................................42
ХИМИЧЕСКАЯ ЭНЕРГЕТИКА..................................43
Задачи для самостоятельного решения....................45
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА....................................47
Задачи для самостоятельного решения....................49
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ..................................50
Задачи для самостоятельного решения....................52
РАСТВОРЫ...............................................53
Примеры решения типовых задач..........................54
РАСТВОРИМОСТЬ..........................................62
Задачи для самостоятельного решения....................64
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ..........................70
Ионное произведение воды. Водородный показатель (pH)...73
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.........................................74
Вопросы и упражнения...................................77
ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ........................80
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.................81
Окислительно-восстановительная двойственность..........83
Составление уравнений окислительно-....................84
восстановительных реакций..............................84
Примеры реакций в кислой среде.........................85
Примеры реакций в щелочной среде.......................86
Примеры реакций в нейтральной среде....................87
Примеры реакций с органическими соединениями...........87
ЭЛЕКТРОЛИЗ.............................................88
Электролиз расплавов солей ............................88
Электролиз водных растворов электролитов...............89
Упражнения для самостоятельного решения................91
93