МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

Івано-Франківський національний технічнийуніверситет нафти і газу

Кафедра хімії

Г.А. Романко, П.Д. Романко,Л.Я. Побережний

ХІМІЯ НАВЧАЛЬНИЙ ПОСІБНИК

(приклади і розв’язки)

для студентів нехімічних інженерних спеціальностей

Івано-Франківськ

2005

Івано – Франківський національний технічнийуніверситет нафти і газу

Г.А. Романко, П.Д. Романко,Л.Я. Побережний

ХІМІЯ(приклади і розв’язки)

НАВЧАЛЬНИЙ ПОСІБНИК

2005МВ 02070855- -2005

Романко Г.А., Романко П.Д., Побережний Л.Я. Хімія: Навчальний посібник. - Івано-Франківськ: Факел, 2005.- 289 с.

Посібник складений з 13 тем у відповідності з навчальним планом та програмою для студентів нехімічних інженерних спеціальностей.

Завдання і тести, приклади розв’язків та відповіді на них, узагальнюючі схеми і таблиці сприятимуть творчому усвідомленню матеріалу та формування відповідної системи хімічних знань.

У посібнику використані терміни й поняття, що відповідають найновішим поглядам і вимогам в галузі хімічних знань, вдало підібрано ілюстративний матеріал, текст викладено у доступній і зрозумілій формі.

Посібник рекомендовано для самостійної роботи.

Рецензент: канд. техн. наук, доц. кафедри хімії ІФНТУНГ, Челядин Л. І.

Дане видання власність ІФНТУНГ.Забороняється тиражувати та розповсюджувати.

МВ 02070855- -2005

Романко Г.А., Романко П.Д., Побережний Л.Я. Хімія: Навчальний посібник. - Івано-Франківськ: Факел, 2005.- 289 с.

Посібник складений з 13 тем у відповідності з навчальним планом та програмою для студентів нехімічних інженерних спеціальностей.

Завдання і тести, приклади розв’язків та відповіді на них, узагальнюючі схеми і таблиці сприятимуть творчому усвідомленню матеріалу та формування відповідної системи хімічних знань.

У посібнику використані терміни й поняття, що відповідають найновішим поглядам і вимогам в галузі хімічних знань, вдало підібрано ілюстративний матеріал, текст викладено у доступній і зрозумілій формі.

Рецензент: канд. хім. наук, доц. кафедри хімії ІФНТУНГ, Челядин Л. І.

Голова навчально-методичногооб’єднання спеціальності „Технологіямашинобудування” Ю.Д. Петрина

Завідувач кафедри хімії П.Д. Романко

Член експертно-рецензійноїкомісії інституту фундаментальнихдисциплін П.Д. РоманкоНормоконтролер О. ГургулаКоректор Н. Будуйкевич

Дане видання - власність ІФНТУНГ.Забороняється тиражувати та розповсюджувати.

ЗМІСТ

Тема 1 Атомно – молекулярне вчення 4Тема 2 Будова ядер і електронних оболонок атомів

хімічних елементів29

Тема 3 Періодичний закон і періодична система Д.І. Менделеєва

38

Тема 4 Класи неорганічних сполук 47Тема 5 Хімічний зв’язок і будова молекули.

Ступінь окиснення72

Тема 6 Комплексні сполуки 90Тема 7 Окисно-відновні реакції 102Тема 8 Швидкість хімічних реакцій. Хімічна

рівновага110

Тема 9 Енергетика хімічних реакцій 149Тема 10 Розчини. Розчинність. Електролітична

дисоціація. Концентрація розчинів188

Тема 11 Гідроліз солей 212Тема 12 Загальні відомості про метали. Метали і їх

сплави218

Тема 13 Основні положення електрохімії 234

Перелік рекомендованих джерел 266

Додатки 268

Додаток А 268Додаток Б 282Додаток В 284Додаток Г 285

Додаток Д 288Додаток Ж 289

Тема 1 АТОМНО – МОЛЕКУЛЯРНЕ ВЧЕННЯ

Приклад 1. Сформулювати основні положення атомно– молекулярного вчення (див. додаток А - Ж).

Відповідь:Сучасним уявленням найбільше відповідають такі

положення:1. Речовини мають дискретну будову. Вони складаються

з молекул, атомів, електронів, йонів, тощо (структурних елементів речовини).

2. Частки речовин (молекул, атоми та йони) безладно, неперервно рухаються.

3. Між складовими частками речовини (молекулами, атомами та йонами) діють сили взаємного притягання та відштовхування.

4. Молекули складаються із атомів, а ті в свою чергу мають свою складну будову.

5. Між складовими частками речовини є певні відстані.6. Молекули зберігаються під час фізичних процесів і

руйнуються під час хімічних.7. Атоми зберігаються під час хімічних реакцій – при

цьому відбувається їх перегрупування, що призводить до утворення нових речовин.

8. Різноманітність речовин обумовлене різними сполученнями атомів, внаслідок чого можуть виникати речовини молекулярної (утворені молекулами) і немолекулярної будови (утворені атомами та йонами).

Приклад 2. Дайте визначення основним поняттям атомно – молекулярного вчення „молекула”, „атом”,

„хімічний елемент”, „проста та складна речовина”, „алотропія”.

Відповідь: Молекула – це здатна до самостійного існування

найменша частка речовини, що зберігає хімічні властивості цієї речовини.

Назва поняття походить від латинського moles – маса.Як реальні частки, молекули мають розміри та масу.

Розміри молекул становлять 10-10 – 10-7 м. У воді масою 18 г міститься 6,02 ∙ 1023 молекул, а маса однієї молекули води дорівнює 2,99 ∙ 10-26 кг.

Кількісною характеристикою молекули є відносна молекулярна маса.

Атом – це хімічно неподільна електронейтральна частка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Назва поняття походить від грецького atomos – неподільний.

Атоми – реально існуючі матеріальні об’єкти, що характеризуються певними масою, розмірами, складом, зарядом ядра, будовою електронної оболонки тощо.

Так, маса атома водню дорівнює 1,67 ∙ 10-27 кг, дубнію 4,32 ∙ 10-25 кг. Радіуси атомів становлять близько 10-10 м.

Кількісними характеристиками атома є заряд ядра (протонне число) та відносна атомна маса. Ці величини вказані в періодичній системі хімічних елементів.

Атоми позначаються хімічними знаками (символами).Хімічний елемент – це вид атомів з однаковим

зарядом ядра (протонним числом).Поняття „хімічний елемент” не слід ототожнювати з

поняттям „речовина”. Він є складовою частиною речовин.

Прості і складні речовини – це форми існування хімічних елементів. Носієм властивостей хімічного елемента є атом.

Основною кількісною характеристикою елемента є заряд ядра його атомів, що збігається з порядковим номером елемента в періодичній системі. Немає різних хімічних елементів, які мали б однаковий заряд ядер атомів. Тому, знаючи заряд ядра, можна визначити, який це елемент.

Відносна атомна маса теж є кількісною характеристикою елемента, але за її значенням не можна точно визначити хімічний елемент. Існують атоми різних елементів, які мають однакові значення атомної маси, ізобари, наприклад К і Са. Крім того є атоми одного і того ж

елемента з різними атомними масами – ізотопи ( К і К). Кожний елемент має кілька ізотопів (природних і штучних). Тому в періодичній системі наведено середню атомну масу елементів з урахуванням їх поширення в природі.

Прості та складні речовини. Усі речовини за складом поділяються на прості та складні.

Простими називаються речовини, що складаються з одного елемента, тобто це – форма існування хімічного елемента у вільному стані.

Складними називаються речовини, що складаються з різних елементів, тобто це – форма існування хімічних елементів у зв’язаному стані.

Так, кисень О2, озон О3, залізо Fe, барій Ba, хлор Cl2 – прості речовини, а вода H2O, хлоридна кислота HCl, етанол C2H5OH – складні.

Налічується більше 500 простих речовин і більше 10 млн. складних. Число простих речовин перевищує число елементів (їх ≈110), пояснюється явищем алотропії.

Алотропія – це явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, відмінних за

властивостями. Такі речовини називаються алотропними формами або модифікаціями.

Приклади алотропних модифікацій елементів:Елемент Алотропні модифікаціїОксиген О кисень О2, озон О3

Сульфур S пластична, ромбічна, монокліннаФосфор Р червоний, білий, чорний фосфорКарбон С алмаз, графіт, карбін, букибол

Відмінності властивостей алотропних модифікацій обумовлені різним числом атомів у молекулі або різною структурою кристалів.

Приклад 3. Чому в хімії використовують фізичну величину “кількість речовини” і в яких одиницях вона визначається? Відповідь поясніть прикладами.

Відповідь:Моль – кількість речовини, що містить 6,02 ∙ 1023

(число Авогадро) структурних одиниць (атомів, молекул, йонів, електронів тощо).

Кількість речовини визначається в молях. Використовується вона для характеристики числа частинок, які беруть участь в реакціях.

Наприклад: Це означає, що дві молекули водню реагують із однією

молекулою кисню, при цьому отримується 2 моль води.

Приклад 4. Що означає фізична величина “молярна маса” і чим вона відрізняється від фізичних величин “молекулярна маса”, “маса атома”, “відносна молекулярна маса” і “відносна атомна маса”? Чому чисельно ці фізичні величини збігаються?

Відповідь:Молярна маса - це маса одного моля (розмірність –

г/моль), молекулярна маса – це маса одної молекули (розмірність - а. о. м.), відносна молекулярна (атомна) маса –

це відношення маси молекули (атома) до 1 а. о. м. Молярна маса чисельно рівна молекулярній тому, що 1 моль – це 6,02.1023 молекул, а 1 г – це 6,02.1023 а. о. м.

Приклад 5. Що означають наступні записи:

а. о. м. ; ; г/моль?Відповідь:

Це означає, що маса однієї молекули становить 44 а. о. м., відносна молекулярна маса карбон (IV) оксиду - 44, а молярна маса карбон (IV) оксиду - 44 г/моль.

Приклад 6. Скільки структурних одиниць (молекул, атомів, йонів) міститься в молекулі йоду масою 50,8 г?

Дано: г

Розв’язок:Молярна маса дорівнює 254 г/моль.

Визначаємо кількість речовини молекулярного йоду:

Знайти:- ?

/

50,8 г: 254 г/моль =0,2 мольВизначаємо число структурних одиниць (в даному випадку

– молекул) йоду, використовуючи постійну Авогадро :

,

де - число структурних одиниць (молекул) йоду; 1/моль.

Відповідь: молекул.

Приклад 7. Обчислити масу однієї молекули води в грамах. Дано: Розв’язок:

Визначаємо молярну масу води: г/моль

Оскільки 1 моль речовини містить

Знайти:молекули

молекул ( ), то, знаючи масу 1 моль води можна обчислити масу однієї молекули води:

молекули г

Відповідь: грам.Приклад 8. Визначіть масу 1,5 ∙ 1020 молекул Са(ОН)2 в

кілограмах.Дано:

N=1,5∙1020молекул

Розв’язання:маса 1моль або 6,02∙1023 молекул рівна 74 г 1,5∙020 молекул – х г

Знайти: або 1,85 ∙ 10-5 кг

m - ? Відповідь: 1,85 ∙ 10-5 кг

Приклад 9. Визначіть кількість речовини хлору, яка міститься в 0,56 м3 (н.у.).

Дано:

V(Cl2) = 0,56м3

= 560 л

Розв’язання:

22,4 л Cl2 за н.у. міститься 1 моль Cl2

560 л Cl2 - х моль

Знайти:

ν(Cl2) -?

Відповідь: 25 моль.

Приклад 10. Який об’єм займають за н.у. 4,8 ∙ 1026 молекул кисню ?

Дано:

N(О2) = 4,8 ∙ 1026

молекул

Розв’язання:1 моль О2 містить:6,02 ∙ 1023 молекул за н.у. займає 22,4 л4,8 ∙ 1026 - х л

Знайти:

V(Cl2) - ?

Відповідь: 17,92 м3.

Приклад 11. Сформулюйте основні закони хімії. Наведіть приклади їх доказу.

Відповідь:У XVIII - XX сторіччі були відкриті закони хімії та

фізики, які стали базовою та складовою частиною атомно-молекулярного вчення.

М.В. Ломоносовим (у 1748 – 1756 рр.) та французьким хіміком А. Лавуазьє (у 1789 р.) незалежно був сформульований закон збереження маси речовин.

Маса речовин, які вступили в хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, які утворилися внаслідок цієї реакції.

Якщо хімічну реакцію в загальному вигляді виразити схемою А + В = C + D, то закон збереження маси можна записати в такій символічній формі: .

m(A + B) = m(C + D)Закон збереження маси можна пояснити так: під час

хімічних перетворень атоми не виникають і не можуть виникнути з нічого; загальне число атомів залишається постійним до та після реакції.

Наприклад, в реакцію Н2 + Cl2 вступає два атоми Гідрогену та два атоми Хлору і одержуються такі самі їх

кількості, оскільки атоми мають постійну масу, то не змінюється і маса речовини до та після реакції.

Межі застосування: З точки зору сучасних уявлень про зв'язок між масою та

енергією закон не зовсім точний. А.Ейнштейн пропонує принцип еквівалентності, згідно з яким зміна маси речовини Δm відповідає певній кількості енергії.

E = mс2

Оскільки швидкість світла с дуже велика (с = 3 ∙ 10 8м/с), то незначні зміни маси повинні зумовлювати велике виділення енергії і навпаки. Оскільки хімічні реакції супроводжуються виділенням або поглинанням енергії, повинна змінюватися і маса реагуючих речовин. Ця зміна маси лежить за межами експериментального визначення, оскільки найсучасніші аналітичні терези можуть зафіксувати зміну маси на 1 ∙ 10-7 г. .

Наприклад, зменшення маси утвореної води згідно реакції

H2 + ½ O2 = H2O + 241,8 кДждорівнює 2,68∙10-9 г. Таку втрату маси визначити

експериментально неможливо, і нею нехтують.Тому можна вважати, що закон збереження маси

виконується під час, хімічних реакцій.У ядерних реакціях закон не виконується: загальна маса

ядер, які утворюються, менша за масу вихідних ядер на так званий дефект маси. Ядерні реакції характеризуються високими енергетичними ефектами, які досягають сотень мільйонів кілоджоулів, що відповідає зміні маси на 0,01 - 0,1 г. Наприклад, під час розпаду одного моля урану – 235 г/моль виділяється 1,939∙1010 кДж. енергії, що відповідає зміні маси на 0,215 г. Така зміна маси називається дефектом маси. За цим законом, якщо в системі виникає зміна енергії, то в цій же системі еквівалентно змінюється маса.

Використання закону:Закон збереження маси є основою для кількісних

розрахунків за хімічними рівняннями в науці та на виробництві.

Закон збереження енергії (M. В. Ломоносов)Енергія не виникає з нічого і не зникає безслідно,

вона тільки перетворюється з одного виду в інший в еквівалентних кількостях.

Закони збереження маси та енергії - це дві сторони єдиного закону природи - закону вічності матерії та її руху. Погляди Ломоносова підтверджено рівнянням А. Ейнштейна:

E = mс2

Хімічні перетворення завжди пов'язані з виділенням або поглинанням енергії. .

Наприклад, сполучення металів з Сульфуром або Хлором, нейтралізація кислот лугами супроводжується виділенням значної кількості тепла. Найлегше хімічна енергія переходить у теплову, але відомі й такі, де хімічна енергія переходить у світлову (свічення фосфору та гнилого дерева на повітрі).

Хімічна енергія може перетворюватись на електричну, наприклад під час роботи акумуляторів, і навпаки в процесах пов'язаних з електролізом.

При розкладі вибухових речовин хімічна енергія перетворюється в теплову, світлову, механічну. Наприклад, розклад бертолетової солі KClO3.

Із рівняння А. Ейнштейна випливає висновок:Якщо в системі виникає зміна енергії ∆Е, то в цій же

системі еквівалентно змінюється і маса: ∆m = ∆Е/с2.

Очевидно, що в ізольованій системі енергія залишається постійною, то і маса теж повинна бути постійною при будь-яких перетвореннях всередині системи. Тому незмінність маси під час хімічних процесів спостерігається в ізольованій системі. Встановлено, що при взаємодії 1 моль НСІ з 1 моль NaOH в розведеному розчині зменшується на 56900 Дж запас енергії у вигляді виділеної теплоти в навколишнє середовище, то разом із цим повинна зменшитись маса утвореного розчину (приведеного до початкової температури) на 6,3-10-13 кг.

Стехіометричні закониЗакон сталості складуКожна хімічна сполука має сталий склад незалежно

від способу та у мов її добування (Ж. Пруст, 1801 p.).Наприклад, сульфур (IV) оксид можна добути за допомогою кількох хімічних реакцій:

S + O2 = SO2

Cu +2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

В сульфур (IV) оксиді масова частка Сульфуру становить 50%.

Завдяки працям H. C. Курнакова було показано, що в природі є два типи сполук: із сталим та змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад та цілочислове атомне співвідношення компонентів, називаються дальтонідами.

Для сполук сталого складу характерний ковалентний зв'язок між атомами в тому чи іншому агрегатному стані. Наприклад: CO2, NH3, NO, НСІ, H2O, C6H6.

Сполуки змінного складу, стехіометричне співвідношення компонентів яких не відповідає цілим числам, називаються бертолідами.

Сполуки змінного складу не мають молекулярної структури. До них належить більшість твердих речовин і, зокрема, переважна більшість кристалічних сполук перехідних металів. Так, сполуками змінного складу є оксиди, гідриди, сульфіди, нітриди, карбіди та інші бінарні сполуки d- та f-елементів. Наприклад, гідриди ТіН0,88-1,00; NbH0,57-0,99; карбіди VC0,56-0,88; нітриди TaN0,6-0,9

Твердження, що кожному складу речовини відповідає тільки одна хімічна сполука, - невірне. Один і той же склад можуть мати різні речовини - ізомери.

Отже, склад хімічних сполук залежно від типу хімічного зв'язку, агрегатного етапу речовин та умов їх добування може бути як сталим, так і змінним.

Тому сучасне формулювання закону сталості складу таке: якщо хімічна сполука має молекулярну структуру, то незалежно від умов добування склад її залишається сталим. Склад хімічної сполуки, що не має молекулярної структури, може змінюватися в певних межах залежно від умов добування.

Закон еквівалентівІз закону сталості складу можна зробити висновок, що

в хімічних реакціях атоми елементів сполучаються в певних масових співвідношеннях. Англійський вчений Дж. Дальтон вивчив ці співвідношення. Він ввів поняття про еквівалентні (рівноцінні) маси і сформулював закон еквівалентів:

Маси елементів, що реагують, відносяться між собою, як їхні еквівалентні маси:

де mA і mB - маси речовин А і В;еr(A) і er(B) – еквівалентні маси речовин А і В.

У сучасному розумінні еквівалент – це частина атома, що припадає на одиницю валентності.

Відповідно еквівалентна маса – це частина атомної маси, що припадає на одиницю валентності:

;

де Аr- відносна атомна маса речовини Х.Оскільки в хімічних сполуках між двома елементами

загальне число валентностей одного елемента дорівнює загальному числу валентностей іншого елемента, а кожній одиниці валентності відповідає один еквівалент, то і число еквівалентів одного елемента дорівнює числу еквівалентів іншого елемента.

Отже, один еквівалент одного елемента реагує без залишку з одним еквівалентом іншого елемента.

Оскільки еквіваленти різних елементів реагують у співвідношенні 1:1, то співвідношення мас, які реагують без залишку, відповідають відношенню еквівалентних мас цих елементів.

Часто на практиці використовують поняття „молярна маса еквівалентів”.

Молярна маса еквівалентів – це маса речовини у грамах, що чисельно дорівнює еквівалентній масі.

Наприклад, для Карбону в СН4:еквівалент = 1/4 атома Карбону (1/4 С),

еквівалентна маса еr ;

молярна маса еквівалентів М(1/4С) = 3 г/моль.Зі зміною валентності елемента змінюється його

еквівалент і еквівалентна маса.Еквівалент складної сполуки – це така частина її

молекули, яка відповідає одному еквіваленту (тобто атому) Гідрогену в хімічній реакції.

Еквівалентну масу складної речовини можна визначити, як відношення молекулярної (формульної) маси до числа еквівалентності Z:

;

де Z –число еквівалентності,Мr – відносна молекулярна маса речовини Х.Для молекул складної речовини Z відповідає кількість

одиниць валентності, які зв’язують основні складові частини молекули.

Для оксиду – це число валентностей, що зв’язують елемент або подвоєне число атомів кисню.

Наприклад, для СаО – 4, Cr2O3 -6.Для гідроксидів – кислотність або число груп ОН.Наприклад, для КОН – 1, Mg(OH)2 -2.Для солі - добуток числа атомів металу на його

валентність.Наприклад, для NaCl – 1, Fe2(SO4)3 -6.В рівняннях реакцій Z речовини залежить від типу

реакцій, в якій бере участь дана речовина. Так, у реакціях:H2S + 2KOH = K2S + 2H2OH2S + KOH = KHS + H2O

Одному молю H2SО4 відповідає 2 і 1 моль однокислотної основи КОН, тому Z (H2SO4) у першій реакції 2, а в другій – 1.

В окисно-відновних реакціях частинкою, еквівалентною одному атому Гідрогену є електрон. Тому 2 тут дорівнює кількості електронів, приєднаних або відданих атомом певного елемента в даній реакції.

Закон кратних відношеньЗакон кратних відношень був сформульований у 1803р.

Д. Дальтоном.

Якщо два елементи утворюють між собою декілька сполук, то вагові кількості одного елемента, що сполучається з однією й тією ж ваговою кількістю іншого, співвідносяться між собою як невеликі цілі числа.

З закону кратних відношень випливає два висновки:1. Склад речовин (дальтонідів) змінюється стрибком,

тому, що в реакцію вступають цілі числа атомів;2. Кількість переходить в якість (веселящий газ N2O дуже

відрізняється від безкольорової кристалічної речовини N2O5, що легко розкладається).

Приклад, що підтверджує закон.Нітроген з Оксигеном утворюють п’ять оксидів

молекулярної структури, де співвідношення між масовими кількостями Оксигену, що припадають на ту саму масову кількість азоту, дорівнює 1:2:3:4:5.

Назва речовини

Оксид

Склад оксиду, % Відношення масових

частин N і О

Відносний ваговий вміст NN O

N2О 63,7 36,4 1 : 0,57 1NО 46,7 53,3 1 : 1,14 2

N2О3 36,9 63,1 1 : 1,71 3NО2 30,5 69,5 1 : 2,28 4N2О5 25,9 74,1 1 : 2,86 5

Отже, для кожного елемента є найменша масова кількість, яка може сполучатися з іншими елементами. Це найменша кількість елемента називається атомом.

Закон об'ємних відношень За однакових умов об'єми газів, які вступають у

реакцію відносяться між собою і до об'єму утворених газів, як невеликі цілі числа (Ж. Гей - Люссак, 1808р.).

У реакції горіння етану в кисні2C2H6(г) + 7O2(г) = 4 CO2(г)+ 6H2O(г)

співвідношення об'ємів газів таке:V (C2H6): V (O2): V (CO2): V (H2O) = 2:7:4:6

В символічній формі закон об'ємних відношень записується таким чином:

V (А): V (В): V (C): V (D) = a:b:c:dа, b, с, d - коефіцієнти, які називаються стехіометричними.

Закон икористовується в реакціях з речовинами, які знаходяться в газоподібному стані, якщо об'єми вимірюються за однакових тиску та температури, тобто для розрахунків об'ємів газів за хімічними рівняннями.

Закон АвогадроB однакових об'ємах газів за одних і тих самих умов

(P, T) міститься однакова кількість молекул (1811 p.).Закону, підлягають усі гази незалежно від розмірів їх

молекул. Не підлягають йому гази за умов високого тиску та низької температури та речовини в рідкому та газоподібному станах.

Розглянемо, чому закону Авогадро підлягають гази і не підлягають рідкі та тверді речовини.1. Об'єм, що займає певна кількість речовини в будь-якому агрегатному стані, обумовлюється трьома параметрами: кількістю речовини (числом молекул або інших складових часток - структурних елементів речовини), віддалями між складовими частинами та їх розмірами.2. У газах за умов низького тиску віддалі між молекулами приблизно в 1000 разів більші за розміри самих молекул, тобто розміри молекул можна не враховувати.3. Внаслідок цього об'єм газу обумовлюється двома параметрами: числом молекул та відстанями між ними.4. За однакових умов (тиск та температура) відстані між молекулами в різних газах однакові. Ось чому за однакових

умов рівні об'єми різних газів містять одне і те ж число молекул і навпаки. В рідинах та твердих речовинах відстані між частинками мають такий же порядок, як і розміри цих частинок. За низьких температур та під високим тиском відстані між молекулами в газах зменшуються і наближаються до розмірів молекули. Тому за таких умов і гази підлягають закону Авогадро.

На основі закону були визначені молярний об'єм газу за нормальних умов, молекулярні маси та відносні густини газів, стала Авогадро та універсальна газова стала. Закон використовується в розрахунках за хімічними рівняннями.

З закону Авогадро випливає два наслідки. Перший наслідок:

Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об’єм.

За нормальних умов (при тиску 1 атм., або 101325 Па, та температурі 273,15 К, або 0˚С) об’єм 1 моль будь-якого газу буде дорівнювати 22,4 л. Стала 22,4 л/моль називається молярним об’ємом газу за нормальних умов (н.у.).

Молярний об’єм газу – це величина, що дорівнює відношенню об’єму газу за даних умов до кількості речовини

цього газу:

Молярний об’єм газу можна обчислити знаючи молярну масу газу та його густину:

Vm = ,

де Vm – молярний об’єм газу, м3/моль (л/моль),M – молярна маса газу, кг/моль (г/моль),ρ – густина газу, кг/м3 (г/л).

Другий наслідок:Маса того самого об’єму газу тим більша, чим більша

маса його молекул. Якщо в однакових об’ємах газів за тих самих умов міститься однакова кількість молекул, то:

а) відношення мас однакових об’ємів газів за тих самих умов дорівнює відношенню їхніх молярних мас:

,

де m1 і m2 – маси певного об’єму першого та другого газів;М1 і М2 – молярні маси відповідно першого та другого газів.

б) відношення маси певного газу до маси такого самого об’єму іншого газу (взятих за однакових температури і тиску) називається відносною густиною першого газу за другим:

або

Тому можна стверджувати, що густини різних газів, що взяті за однакових умов, пропорційні їх молярним масам:

Приклад 12. Яким рівнянням потрібно проводити розрахунки параметрів газів, якщо умови відмінні від нормальних.

Відповідь:Якщо умови відмінні від нормальних, то при

розрахунках параметрів газів використовують рівнянням Клапейрона – Менделєєва:

pV= RT, де

М –мольна маса газу (г/моль);m – маса газу (г);T – температура (К);

V – об’єм газу (м3);p – тиск газу (Па);R – універсальна газова стала (8,314 Дж/К∙моль).

При розв’язуванні задач з використанням цього рівняння якщо температура подається в С˚, то її треба перевести в К (Т = С˚+273), відповідно переводять тиск в Па (1 атм = 101325 Па, 1 мм. рт. ст. = 133,322 Па).

Приклад 13. Взято дві посудини однакового об’єму. В одну з них вмістили аміак, а в іншу – хлор. Маси газів однакові, тиск також однаковий. Чи однакова температура у посудинах?

Відповідь:За рівнянням Менделєєва – Клапейрона:

, відрізняються тільки молярні маси газів.

М(NH3) = 17 г/мольМ(Cl2) = 71 г/моль

Поскільки молярна маса хлору більша за молярну масу аміаку, то й температура в посудині з хлором буде більша.

Приклад 14. Визначіть молекулярну масу газу, якщо 0,2 кг його при температурі 67˚С і тискові 4 атм займають об’єм 30,32 л.

Дано:

m = 0,2 кг = 0,2∙103 гТ = 67 + 273 = 340 КР = 4 атм =4∙101325 ПаV=30,32 л=30,32∙10-3м3

Розв’язання:

=

= 46г/моль

Знайти: М(газу) - ?Відповідь: молекулярна маса газу дорівнює 46 а.о.м.

Приклад 15. Який об’єм Н2S можна спалити у 800 л повітря? Визначте об’єм сульфур (ІV) оксиду, який одержиться при цьому згорянні.

Дано:

V(повітря)=800л

Розв’язання:У 800 л повітря міститься 800 ∙ 0,21=168л кисню. Із рівняння реакції: 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2

Видно, що для спалювання 2 об’єми H2S

потрібно 3 об’єми кисню, тобто:

=112 л

Знайти:V(H2S) - ?

Відповідь: 112 л H2S

Приклад 16. Який об’єм ацетилену теоретично можна спалити в 1 м3 повітря? Який об’єм СО2

одержується при цьому? Обчисліть зменшення об’єму із врахуванням, що пара конденсується у воду.

Дано:V(повітря)=1 м3

Розв’язання:1. В 1 м3 повітря міститься 0,21 м3 або 210 л кисню.2. Із рівняння реакції: 2С2Н2 + 5O2 = 4СO2 + 2Н2O2 об’єми ацетилену згоряє в 5 об’ємах

повітря, тобто: =84 л (С2Н2)

Знайти: V(СО2) - ?Зменшенняоб’єму системи - ?

Об’єм СО2, який утворюється, у два рази більший, ніж об’єм ацетилену: 84 ∙ 2 = 168 л

Рівняння реакції показує, що із 7 об’ємів газів одержиться 4 об’єми, тобто проходить зменшення на три

об’єми. Об’єм використаних газів: 210 + 84 = 294 л, а зменшення об’єму становить 3/7, тобто 126 л.Відповідь: 84 л(С2Н2); зменшення об’єму до 126 л.

Приклад 17. Розрахувати масові частки елементів у ортофосфатній кислоті.

Дано: Розв’язок:Визначаємо відносну молярну масу

ортофосфатної кислоти та відносні атомні маси Гідрогену, Фосфору і Оксигену:

; ; .

Знайти:;

; - ?

Обчислюємо масові частки Гідрогену, Фосфору і Оксигену у ортофосфатній кислоті:

,де - число атомів у молекулі.

Відповідь: масові частки Гідрогену –3,06%;Фосфору – 31,63%;Оксигену. – 65,31%.

Приклад 18. Яку масу мають 30 л азоту при нормальних умовах?

Дано: Розв’язок:Молярний об’єм газу при нормальних

умовах .Враховуючи це, знаходимо кількість

молей азоту:

(моль)

Молярна маса азоту г/моль, тобто 1 моль азоту має масу 28 г.

Знайти:- ?

Визначаємо масу 1,34 моль азоту:

Відповідь: маса 30 л азоту при н. у. 37,52 г.

Приклад 19. Обчислити густину і відносну густину карбон (IV) оксиду за воднем і за повітрям.

Дано:Розв’язок:

Обчислюємо молярні маси необхідних речовин:

г/моль

г/моль г/моль.

Густину карбон (IV) оксиду обчислюємо за формулою:

;

Знайти:

-?

Відносну густину карбон (IV) оксиду за воднем обчислюємо за формулою:

;

Відносну густину карбон (IV) оксиду за повітрям обчислюємо за формулою:

;

Відповідь: густина дорівнює 1,96 г/л; відносна густина за воднем – 22, за повітрям – 1,5, тобто у 22 рази

важчий за водень та в 1,5 рази важчий за повітря.

Приклад 20. Відносна густина газу за повітрям дорівнює 1,517. Обчислити кількість речовини цього газу, що міститься в його зразку масою 11 г.

Дано: Розв’язок:Обчислюємо молярну масу за

формулою:

г/моль.Обчислюємо кількість речовини газу :

Знайти:- ?

Відповідь: кількість речовини газу дорівнює 0,25 моль.

Приклад 21. Посудина містить водень масою 0,24 г та кисень масою 4 г. Обчисліть об’ємну та молярну частки водню в цій газовій суміші.

Дано: Розв’язок:Кількість речовини водню в

посудині становить:

де - молярний об’єм газу за даних умов.

Обчислюємо кількість речовини кисню:

;

Визначаємо об’єм кисню: ;

Об’єм газової суміші становить: ;

Розраховуємо об’ємну частку водню в суміші:

; або 49%.

Визначаємо молярну частку водню: ;

або 49%.

Відповідь: молярна частка газу в газовій суміші дорівнює об’ємній частці цього газу, що випливає із закону Авогадро.

Задачі для самостійного розв’язування

1.1 Скільки молекул міститься в 10 г речовини кисню?

1.2 Яка маса молекул хлору?

1.3 Визначити відносну молекулярну масу простої речовини , якщо маса однієї молекули .

1.4 Обчисліть масову частку Карбону в кальцій карбіді .

1.5 Обчисліть густину бромоводню за воднем і за повітрям.

1.6 Під час прожарювання масою 1 г отримано масою 0,56 г і об’ємом 224 мл (н. у.). Чи підтверджують ці дані закон збереження маси?(Підтверджують, бо маса одержаних внаслідок реакції речовин дорівнює масі речовин, яка вступила до реакції: 0,56+0,44=1)

1.7 Знайдіть масу 1 л газової суміші (у грамах з точністю до сотих), яка містить водень і азот, якщо масова частка азоту дорівнює 65 %.

1.8 Через озонатор пропустили 20 л кисню, 10% якого перетворилося на озон. Знайдіть об’ємну частку озону в кисні.

1.9 Сполука містить Натрій (масова частка 36,5%), Сульфур (25,4%) і Оксиген (38,1%). Визначте найпростішу формулу сполуки.

1.10 При певній температурі відносна густина пари фосфору за повітрям дорівнює 4,28. Скільки атомів має молекула фосфору у вигляді пари за цих умов?

(6 атомів)1.11 Тверду речовину масою 25,4 л вмістили до посудини

об’ємом 5 л, з якої попередньо викачали повітря, і підігріли до 200 ˚С. Після того, як тверда речовина перетворилась на газ, тиск у посудині дорівнює 78,6 кПа. Знайдіть молекулярну масу речовини.

(254 г/моль)1.12 Для збільшення октанового числа в бензині додають

0,01% (за масою) тетраетилсвинцю Pb(C2H5)4. Під час згоряння бензину у газ переходить 90% свинцю.

Визначте масу свинцю в грамах, з точністю до сотих, яка виділяється при згоранні 100 кг бензину?

(m(Pb) = 5,77 г)

Тема 2 БУДОВА ЯДЕР І ЕЛЕКТРОННИХ ОБОЛОНОК АТОМІВ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Приклад 1. Чим відрізняються ядерні реакції від хімічних?

Відповідь: В хімічних реакціях на відміну від ядерних не відбувається зміна складу ядер і зберігається число атомів кожного елемента. Навпаки, в ядерних реакціях не виконується закон збереження маси

Приклад 2. Як поділяють атоми з однаковими і різними числами нейтронів і протонів.

Відповідь:

Атоми з однаковим числом протонів називають ізотопами, а з однаковим числом нейтронів – ізотонами. Атоми з різним числом протонів і нейтронів, але з однаковим числом нуклонів (атомні ядра складаються з елементарних частинок протонів р і нейтронів n, які об’єднуються під загальною назвою нуклони) називаються ізобарами.

Приклади ядер ізотопів, ізобарів та ізотонів:

ізотопи ізобари ізотони

(20р, 20 n) (18р, 22 n) (56р, 82 n)

(20р, 22 n) (19р, 21 n) (57р, 82n)

Приклад 3. Який склад ядер ізотопів і , і ?

Відповідь: Число протонів в ядрі дорівнює порядковому номеру елемента, яке однакове для всіх ізотопів даного елемента. Число нейтронів дорівнює різниці масового числа (вказується зліва зверху від символу елемента) і числа протонів (вказується зліва знизу від символу елемента) . Різні ізотопи одного і того ж елемента мають різні числа нейтронів.

Склад вказаних ядер наступний:

Приклад 4. Атом Алюмінію був опромінений - частинками (ядрами атомів Гелію). Напишіть рівняння ядерної реакції в повній та скороченій формах.

Відповідь: При складанні рівнянь ядерних реакцій і реакцій радіоактивного розпаду необхідно врахувати закон збереження маси речовини (маса електрона при цьому не враховується). Крім того, заряди всіх частинок у лівій і правій частинах рівняння повинні бути однаковими.

Повна форма запису:

або

Скорочена форма:

Це рівняння показує, що при взаємодії атома Алюмінію із -частинкою утворюється атом силіцію і протон.

Приклад 5. Чим характеризується рух і стан електронів? Назвіть правила складання електронних формул.

Відповідь: Рух електрона навколо ядра характеризується енергією

та будовою атомної орбіталі (АО). Стан електрона описується значеннями 4-х квантових чисел (КЧ), а розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях зображується електронними формулами.

Квантовий стан атома з найменшою енергією електрона називається нормальним, усі інші квантові стани є збудженими.

Зміст КЧ: Головне (n) визначає енергію орбіталі, енергетичний

рівень. Можливі значення: цілі числа від 1 до ∞.Побічне (орбітальне) – форму орбіталі, енергетичний

підрівень. Можливі значення: цілі числа від 0 до n-1.Магнітне (ml) – орієнтацію орбіталі у просторі.

Можливі значення від –l до + l.Спінове (ms) – власний магнітний момент електрона.

Можливі значення: +1/2 і -1/2.Правила складання електронних формул

1 Принцип мінімуму енергії: найстійкішому стану ē в атомі відповідає мінімальна енергія, тобто електрон займає АО з найнижчою енергією.2 Принцип Паулі: Атом не може мати двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох КЧ.3 Правило Клечковського: Енергетичні підрівні заповнюються за зростанням суми n+l (вказує послідовність заповнення підрівнів).4 Правило Гунда: Сумарне спінове число електронів певного підрівня повинно бути максимальним (вказує порядок заповнення рівноцінних АО

↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ вірно невірно ).

Приклад 6. В якій послідовності заповнюються атомні орбіталі електронами?

Відповідь:В багатоелектронних атомах заповнення електронами

всіх енергетичних рівнів і підрівнів залежно від їхньої енергії відбувається у такій послідовності:

n 1 2 3 4 5 6 7АО 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7pде n – енергетичний рівень; АО – атомна орбіталь.Приклад 7. Які існують способи зображення електронних

структур атомів.Відповідь:

Існує декілька умовних способів зображення електронних структур атомів:а) за допомогою формул Льюїса (електронно-крапкових символів), у яких зовнішні валентні електрони позначаються крапками, а ядра разом з внутрішніми електронами – хімічними символами елементів, наприклад:

Написання двох формул для одного і того ж елемента вказує на стан атома (основний або стаціонарний і збуджений);

дві розміщені поряд крапки означають пару електронів з протилежними спінами, що належать до однієї орбіталі;б) у вигляді електронних формул або електронних конфігурацій, які дають змогу враховувати послідовність заповнення рівнів, наприклад, повна електронна формула для V 1s22s22p63s23p64s23d3, скорочена V 4s23d3 або KLM 4s23d3 (де KLM – умовне позначення енергетичних рівнів);

іноді скорочену формулу позначають символами інертних елементів, що органічно входять до структури атомів наступних елементів (наприклад для Ванадію [Ar] 4s23d3)

Якщо потрібно підкреслити, що електрони певного підрівня заповнюють орбіталі по одному, то орбітальне квантове число позначають з індексом, який вказує на орієнтацію орбіталі у просторі, наприклад для Ванадію V 4s2 3d'х 3d'

у 3d'z.

в) метод квантових комірок, який використовує всі чотири квантові числа. Кожному підрівню відповідає певна кількість комірок, що дорівнює числу можливих значень магнітного квантового числа. Якщо на одному рівні є декілька підрівнів, то енергія їх зростає у напрямку вгору або вниз для позначення орієнтації спінових моментів, наприклад, схема електронної структури атома Флуору у вигляді квантових комірок:

Приклад 8 Складіть повну, скорочену та графічні формули елемента з порядковим номером 20.

Відповідь: За порядковим номером робимо висновок, що в атомі є 20 електронів. Це елемент Кальцій.

Його повна електронна формула має вигляд:

Повну електронну формулу ще називають електронною конфігурацією або електронною структурою.

Скорочена електронна формула .Графічна електронна формула (формула Паулі):

Зміст позначень, які використовуються в графічній формулі:

Приклад 9. Атом елемента має на 7 електронів більше, ніж йон натрію. Назвіть елемент, складіть електронні формули його атома у незбудженому

та збудженому станах. Вкажіть число валентних електронів у цих станах.

Відповідь: Атом натрію має електронну формулу: (11 електронів)

Йон натрію матиме завершену електронну оболонку на другому енергетичному рівні:

(10 електронів)Наступні сім електронів розташовані відповідно на і

підрівнях третього рівня. Сумарна кількість електронів буде:.

Електронна формула елемента:

Цей елемент - Хлор. Він має незаповнений -підрівень. На цей підрівень і переходять електрони з і підрівня третього рівня в збудженому стані.

Як правило, на орбіталях зображають електрони останнього енергетичного рівня. Тоді розподіл електронів в незбудженому стані наступний:

В збудженому стані на -підрівень може переходити відповідно один, два і три електрони. Тому для збудженого стану характерні три можливі комбінації відповідно з трьома, п’яти та семи неспареними електронами:

Валентні електрони – це ті електрони, які знаходяться на атомних орбіталях неспареними.

В незбудженому стані атом має один валентний електрон.

В збуджених: а) стані – 3б) стані – 5в) стані – 7

Приклад 10. На основі теорії будови атомів поясніть суть явища періодичності і зміни хімічних властивостей елементів.

Відповідь: Періодичність зміни хімічних властивостей елементів і їх сполук пояснюється періодичною зміною конфігурації валентних електронів (електронів на зовнішньому енергетичному рівні) із збільшенням заряду ядра.

Задачі для самостійного розв’язування

2.1 Запишіть електронну структуру атома Аргону. Вкажіть сумарне число -електронів.

2.2 Електронна формула елемента має закінчення . Вкажіть протонне число елемента, складіть електронні формули його атома в збудженому стані.

2.3 Атом елемента має таку електронну формулу: . Вкажіть : а) протонне число

елемента; б) число завершених енергетичних рівнів; в) максимальний ступінь окиснення, який може мати елемент.

2.4 Які з наведених нижче формул атомів відповідають незбудженому стану атомів елементів, які – збудженому? Назвіть елементи: ; ;

.2.5 Які з наведених нижче формул атомів відповідають

незбудженому стану елементів, які – збудженому? Назвіть елементи: ; ; .

2.6 Запишіть електронну структуру йона Магнію . Вкажіть кількість неспарених електронів у цьому йоні.

2.7 Магній складається з ізотопів . Вміст у відсотках відповідно складає 78,6%; 10,1%; 11,3%. Розрахуйте відносну атомну масу Магнію з точністю до десятих.

2.8 Елемент Купрум складається з двох ізотопів: і . Відносна атомна маса Купруму дорівнює 63,55. Розрахуйте атомну частку кожного з ізотопів з точністю до десятих, вкажіть вміст ізотопу .

(атомна частка ; атомна частка ).

Тест

2.1 Вкажіть число протонів, нейтронів і електронів для атомів ізотопів:

№ п/п

Ізотоп Числопротонів нейтронів електронів

123

2.2 Три частинки і мають одинакові:1) масові числа 2) число нейтронів3) число електронів 4) число протонів2.3 Який із йонів має мінімальний радіус:1) 2) 3) 4) 2.4 При радіоактивному випромінюванні найбільш проникливий ефект мають:1) -частинки 2) -частинки3) -проміння 4) теплові нейтрони2.5 Закінчіть схему реакції:

виберіть один із запропонованих варіантів:1) 2) 3) 4) 2.6 Спорідненістю до електрона називають . . .2.7 Який із елементів має найбільше значення енергії йонізації: 1) 2) 3) 4) ?

2.8 Енергія, яка вказана в рівнянні

є для атома Хлору 1) енергією хімічного зв’язку; 2) енергією йонізації;

3) електронегативністю; 4) спорідненістю до електрону.

Тема 3 ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Приклад 1. Суть структури періодичної системи Д.І. Менделєєва.

Відповідь:Періодична система елементів або таблиця – це

графічний вираз періодичного закону Д.І. Менделєєва.Періодична система (ПС) складається з 7 періодів та 8

груп. Період, який складається з одного ряду, називається малим, а з двох рядів – великим.

Група складається з двох підгруп головної і побічної.Періоди – горизонтальні ряди ПС, що починаються

лужним металом і закінчуються інертним газом.Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів,

на яких розміщуються електрони.Групи – вертикальні стовпчики, що містять подібні за

властивостями елементи.

Номер групи визначає максимальну кількість валентних (неспарених) електронів.

Головні підгрупи складаються з елементів малих і великих періодів. Елементи кожної підгрупи – хімічні аналоги.

Побічні підгрупи складаються лише з елементів великих періодів.

Приклад 2. Як змінюються властивості елементів у періодичній системі.

Відповідь:Схожість хімічних властивостей елементів пов’язана з

періодичним повторенням будови валентних підрівнів.Металічні властивості – це здатність атома віддавати

валентні електрони.Неметалічні властивості – це здатність атома

приєднувати електрони до завершення рівня.В головних підгрупах посилюються ↑В періодах посилюються →Вища валентність – це число неспарених електронів

за Оксигеном зовнішніх енергетичних рівнів у збудженому стані.

У головних підгрупах – стала.В періодах зростає →Атомний радіус у головних підгрупах зростає ↓,

в періодах зростає ←.Електронегативність – це здатність атомів

притягувати до себе валентні електрони. В головних підгрупах в основному зростає ↑.В періодах зростає →.Енергія йонізації – це енергія, яка потрібна для

відривання електрона від атома.В головних підгрупах зростає ↑.В періодах зростає →.

Приклад 3. Поясніть суть ефектів d- i f-стиснення.Відповідь:

Зміна радіусів атомів елементів у періодичній системі має періодичний характер. У періодах атомні та йонні радіуси елементів із збільшенням заряду ядра атома, як правило, зменшується. Максимальне зменшення радіусів спостерігається в атомах та йонах елементів малих періодів. Це можна пояснити посиленням притягання електронів зовнішнього шару до ядра в міру зростання його заряду. Для елементів великих періодів характерне плавніше зменшення радіусів атомів та йонів елементів, що зумовлено наявністю d- та f-підрівнів. Такий ефект називається d- i f-стисненням. Ці ефекти пояснюються тим, що в атомах f-елементів (а також d- елементів) число електронних шарів однакове. Однак, із збільшенням заряду ядра посилюється притягання електронів до ядра, внаслідок чого радіуси йонів зменшуються.

Це явище має один важливий наслідок. Наприклад, в результаті f-стиснення (лантаноїдного стиснення) розміри атомів та йонів елементів шостого періодів, розміщених відразу після лантаноїдів (Нf, Та, W і далі), дуже близькі до розмірів атомів та йонів відповідних елементів п’ятого періоду (Zr, Nb, Mo і т.д.). Для елементів четвертого і п’ятого періодів ці характеристики помітно розрізняються.

Атоми і йони аналогічних елементів побічних підгруп п’ятого і шостого періодів мають подібну електронну будову та розміри, тому в хімічних властивостях спостерігається значно більша подібність, ніж у випадку елементів четвертого і п’ятого періодів. Так, цирконій за своїми властивостями стоїть значно ближче до гафнію, ніж до титану, ніобій подібний до танталу більше, ніж до ванадію і т.д.

Приклад 4. Чому розділення хімічних елементів на дві групи – метали і неметали – є неточним і неповним?

Відповідь:

Існує багато елементів, які проявляють властивості як металів, так і неметалів в залежності від валентності (ступеня окиснення). Наприклад, двовалентний Хром утворює основний оксид і гідроксид :

Сполуки тривалентного хрому і гідроксид - амфотерні і реагують як з кислотами, так і з

основами:

Хром із ступенем окислення утворює типовий кислотний оксид :

Приклад 5. Хімічний елемент Галій подібний до елемента Алюмінію , а Селен до Сульфуру . Напишіть формули оксидів, гідроксидів і солей, до складу яких входять ці елементи. Напишіть рівняння реакцій, які характеризують хімічні властивості відповідних сполук.

Відповідь:

Оксиди і , та гідроксиди і - типові амфотерні сполуки, які реагують як з

кислотами, так і з основами:

- в розчині

Селен і сірка утворюють по два кислотних оксиди - і (їм відповідають кислоти і ), і

(їм відповідають кислоти і ). Всі ці сполуки реагують із лугами і основними оксидами, утворюючи солі (сульфіти і селеніти, сульфати і селенати):

Приклад 6. Розташуйте оксиди в порядку зростання кислотних властивостей , , ,

, . Відповідь обґрунтуйте.

Відповідь:

Знаходимо в періодичній таблиці місцеположення елементів, які дають відповідні оксиди. З таблиці видно, що два елементи і належать до одного періоду. Виходячи з правила, що із зростанням протонного числа елемента в елементів одного періоду неметалічні властивості посилюються, приходимо до висновку, що оксид буде мати більш виражені кислотні властивості, ніж

Елементи , , і - це елементи четвертої групи головної підгрупи. З ростом протонного числа цих елементів зростають їх радіуси і зв’язок електронів зовнішнього енергетичного рівня з ядром слабшає. Зростає здатність віддавати ці електрони, тобто посилюються металічні властивості і, відповідно, понижуються кислотні властивості (кислотні оксиди дають неметали, основні – метали). Так,

, і

проявляють амфотерні властивості, а - тільки кислотні. Таким чином, оксиди в порядку зростання кислотних властивостей можна розташувати в ряд: ,

, , , .

Вправи для самостійного розв’язування

3.1 Які елементи п’ятого періоду періодичної системи є найтиповішими металом і неметалом? Чому?

3.2 Виходячи з положення Барію в періодичній системі напишіть формули його найвищого оксиду та гідроксиду і їх найважливіші хімічні властивості.

3.3 Вкажіть, який з гідроксидів проявляє більш сильні основні властивості: чи , чи ? Відповідь поясніть.

3.4 Який з металів найбільш енергійно реагує з водою при нормальних умовах – магній, кальцій чи барій? Запишіть можливі рівняння реакцій. Висновки обґрунтуйте.

3.5 Хлор і Манган знаходяться в одній групі періодичної системи. Чим пояснюється їх відмінність в хімічних властивостях? Відповідь обґрунтуйте і наведіть відповідні рівняння реакцій.

3.6 Конфігурація зовнішніх електронних оболонок атомів і . В яких групах і періодах знаходяться ці елементи? Як вони реагують з хлоридною кислотою?

3.7 Розташуйте оксиди в порядку зростання їх кислотних властивостей: , , , , . Відповідь обґрунтуйте.

3.8 Розташуйте елементи в порядку зростання їх неметалічних властивостей: Оксиген, Фосфор, Сульфур, Селен. Відповідь обґрунтуйте.

3.9 Розташуйте кислоти в порядку зростання їх кислотних властивостей: , , , . Відповідь обґрунтуйте.

3.10 Розташуйте гідроксиди в порядку зростання їх основних властивостей: , , , . Відповідь обґрунтуйте.

Тест № 1

3.1 Д.І.Менделєєв передбачив існування і детально теоретично описав властивості сімейства елементів. . .

3.2 Після відкриття періодичного закону в таблиці Д.І.Менделєєва появились сімейства елементів . . .

3.3 Із перерахованих нижче характеристик атомів елементів періодично змінюються:1) заряд атома; 2) відносна атомна маса;3) число енергетичних рівнів в атомі;4) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

3.4 Всередині періоду збільшення протонного числа супроводжується:

1) зменшенням атомного радіуса і зростанням електронегативності атома;

2) зростанням атомного радіуса і зменшенням електронегативності атома;

3) зменшенням атомного радіуса і зменшенням електронегативності атома;

4) зростанням атомного радіуса і зростанням електронегативності атома.

3.5 Який із наведених елементів названий на честь країни:1) ; 2) ; 3) ; 4) .

3.6 Який із наведених елементів названий на честь континенту:1) ; 2) ; 3) ; 4) .

3.7 Поясніть, чому:- Гідроген у періодичній системі хімічних елементів

розміщують у І та VІІ групах;- Нітроген, Флуор не проявляють валентність, що

дорівнює номеру групи;- Цинк, на відміну від Купруму, у сполуках завжди

проявляє постійний ступінь окиснення;- неметал Хлор і метал Манган розташовані в одній

групі періодичної системи хімічних елементів.

3.8 Напишіть формули вищих оксидів і відповідних кислот, назвіть ці кислоти:

№ елемент оксид кислота назва кислоти

1234

3.9 На основі розміщення елемента в періодичній системі напишіть його сполуки, формули яких вказані нижче:1) ; 2) ; 3) ; 4) .

3.10 На основі розміщення елемента в періодичній системі наведіть формули його вищого оксиду і гідроксиду і вкажіть їх характер:

№ елемент оксид гідроксид характер

1234

3.11 Який із перерахованих елементів найбільш розповсюджений на землі:

1) ; 2) ; 3) ;4) .3.12 Який елемент найбільш розповсюджений в Сонячній

системі:1) Оксиген; 2) Гідроген; 3) Гелій; 4) Карбон.

Тест №2

3.1 Скільки неспарених електронів має атом Берилію в незбудженому стані?а) жодного; б) 2; в) 1.

3.2 Які хімічні властивості проявляє вищий оксид елемента з протонним числом 24?а) основні; б) амфотерні; в) кислотні.

3.3 Що є спільного у будові атомів елементів з протонними числами 6 і 9:

а) заряд ядра; б) кількість електронів; в) кількість електронних рівнів; г) кількість електронів на зовнішньому рівні.Відповідь підтвердіть схемами будови атомів цих елементів.

3.4 Що є спільного у будові атомів з протонними числами 13 і 14:а) заряд ядра; б) кількість нейтронів; в) кількість електронних рівнів; г) кількість електронів на зовнішньому рівні?Відповідь підтвердіть схемами будови атомів цих елементів.

3.5 Яку кількість неспарених електронів містить електронна оболонка атома з порядковим номером 18?а) 1; б) 7; в) жодного.

3.6 Назвіть елемент за такими даними: знаходиться у V групі, відносна молекулярна маса вищого оксиду 108:а) Нітроген; б) Фосфор; в) Арсен.

Тема 4 КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУКПриклад 1. Яким чином утворюються назви кислих солей?

(див. додаток Б).

Відповідь: До складу кислих солей, крім катіона металу входить один або кілька катіонів Гідрогену. Назви будуються як і для середніх, але до назви аніона додають слово “Гідроген”, яке пишеться разом з кислотним залишком і числовими префіксами.

Порівняємо назви середніх та кислих солей: - калій карбонат - калій

гідрогенкарбонат - натрій ортофос

фат - натрій

гідрогенортофосфат

- ферум (ІІІ) сульфат

- ферум (ІІІ) гідрогенсульфат

- магній сульфід - магній гідрогенсульфід

Кислі солі називають ще гідрогенсолями.

Приклад 2. Які хімічні властивості характерні для кислих солей?

Відповідь: Кислі солі, завдяки наявності в їх молекулах гідроген-іонів, проявляють деякі властивості кислот – здатні взаємодіяти з речовинами основного характеру з утворенням середніх солей, взаємодіяти з металами. Наприклад:

У воді кислі солі практично повністю дисоціюють на катіони металу та аніони кислої солі.

Аніони кислої солі до певної міри здатні дисоціювати на гідроген катіони та аніони кислоти.

Приклад 3. Як одержують кислі солі? Відповідь:

Кислі солі можна одержати: 1) При дії кислоти на середню сіль

2) При неповній нейтралізації кислоти основою

Приклад 4. Яким чином утворюють основні солі?

Відповідь: Основні солі можна розглядати як продукт неповного заміщення гідроксид-іонів багатокислотної основи або амфотерного гідроксиду на кислотні залишки. Іншими словами, основні солі – це речовини, до складу яких входять катіони металу та два різновиди аніонів – аніони кислоти та гідроксид-іони. Наприклад :

Основа Середня сіль Основна сіль

В молекулах однокислотних основ ( та ін.) є тільки один гідроксид-іон, тобто його неможливо замінити частково. Тому такі основи основних солей не утворюють.

Для полегшення написання хімічних формул основних солей необхідно пам’ятати, що в складі основної солі гідроксид-іони та катіони металу складають єдине ціле – катіони основної солі, валентність якого визначають як алгебраїчну суму валентностей катіону металу та гідроксид-іонів. Наприклад:

Знаючи валентність катіону основної солі та кислотного залишку легко написати хімічну формулу основної солі. Наприклад:

Катіон основної солі

Кислотний залишок Основна сіль

Назви основних солей утворюються подібно до назв середніх солей, тільки до назви катіону металу дописують слово гідроксид (від “гідрогеніум” – водень, та “оксигеніум” - оксиген), якщо до складу основної солі входить одна група -

, та – дигідроксид, якщо їх є дві.Порівняємо назви середніх та основних солей:

- магній хлорид - магнійгідроксо хлорид

- алюміній нітрат - алюмінійгідроксо нітрат

- алюмінійдигідроксо нітрат

- ферум (ІІІ) сульфат

- ферум (ІІІ) гідроксо сульфат

- ферум (ІІІ) дигідроксо сульфат

Основні солі називають ще гідроксолями.

Приклад 5. Які хімічні властивості характерні для основних солей?

Відповідь: Основні солі, завдяки наявності в їх молекулах гідроксид-іонів, проявляють деякі властивості основ. Наприклад, вони взаємодіють з речовинами кислотного характеру з утворенням середніх солей:

Якщо гідроксид амфотерний, то і основна сіль, яка походить від нього, проявляє амфотерні властивості

Переважна більшість основних солей, як і основи, від яких вони походять, нерозчинна у воді. Розчинена у воді частина солі дисоціює на катіон основної солі та кислотний залишок. Наприклад:

Подальша дисоціація катіону основної солі практично не відбувається.

Приклад 6. Як можна одержати основні солі?

Відповідь: Основні солі можна одержати: 1) При дії основи на середню сіль цієї ж основи

2) При неповній нейтралізації основи або амфотерного гідроксиду кислотою:

Приклад 7. Яким чином складаються формули кислих і основних солей?

Відповідь: Структурні формули кислих солей складаються таким же чином, як і структурні формули середніх солей, тобто можна скористатись такою послідовністю: структурна формула кислоти – структурна формула кислотного залишку кислої солі – структурна формула кислої солі. Наприклад:

Структурні формули основних солей складають виходячи із структурних формул відповідних основ та кислот: зв’язують рисками залишок основи (після відщеплення відповідної кількості груп - ) та аніон кислоти. Наприклад:

Приклад 8. Які складні сполуки називають амфотерними оксидами? Наведіть приклади.

Відповідь: Амфотерними називають оксиди, гідрати яких здатні проявляти як основні, так і кислотні властивості.

Самі амфотерні оксиди, в залежності від того, з якими речовинами вони взаємодіють, також здатні проявляти властивості як основних, так і кислотних оксидів. До амфотерних відносяться: 1) оксиди деяких елементів головних підгруп - , ,

, , , , , , , , , та деякі інші;

2) оксиди деяких металів побічних підгруп, частіше такі, в яких метали проявляють проміжні ступені окиснення, наприклад: , , , , .

Властивості оксидів тих металів побічних груп, які здатні проявляти різні ступені окиснення, змінюються від основних через амфотерні до кислотних з підвищенням ступеня окиснення. Наприклад:

основні амфотерні кислотні

Необхідно чітко уявляти собі, що амфотерні оксиди не в однаковій мірі здатні проявляти основні та кислотні властивості. Деякі з них за властивостями ближче до основних оксидів, наприклад , , деякі – до кислотних, наприклад . У переважній більшості амфотерних оксидів елементи проявляють ступені окиснення +2, +3, рідше вищий.

Приклад 9. Які характерні особливості амфотерних гідроксидів? Дайте визначення, наведіть приклади, поясніть хімічні властивості.

Відповідь: Амфотерні гідроксиди – це гідроксиди, утворені амфотерними оксидами. Наприклад: , ,

, . Вони проявляють двоїсту природу, тобто здатні в хімічних реакціях виступати як основні (з речовинами кислотного характеру), або як кислоти (з речовинами основного характеру).

З порівняння структурних формул основ, кислот та амфотерних гідроксидів видно, що в молекулах усіх цих речовин є групи - . Наприклад:

Різниця у властивостях обумовлена різною міцністю зв’язку між атомами Гідрогену та Оксигену в групі та атомом Оксигену цієї групи з атомами елементу, який утворює гідрат оксиду. В основах більш міцний зв’язок між Гідрогеном (воднем) і Оксигеном (киснем) і тому при їх дисоціації, а також в реакціях солеутворення, відщеплюється гідроксид-іон . Наприклад:

В кислотах міцніший зв’язок між атомом Оксигену та атомом кислоутворюючого елементу і тому при дисоціації, а

також в реакціях солеутворення, відщепляється гідроген-іон . Наприклад:

В молекулах амфотерних гідроксидів міцність цих зв’язків приблизно однакова, тому вони здатні дисоціювати як за основним, так і за кислотним типом, в залежності від природи речовини, з якою вони взаємодіють. Наприклад:

В останньому рівнянні формула цинк гідроксиду записана так, як звичайно записують формули кислот. Слід мати на увазі, що дисоціація амфотерних гідроксидів у водних розчинах практично не відбувається, тому що вони нерозчинні у воді. Такий розрив зв’язків має місце в реакціях солеутворення.

Приклад 10. Як одержують амфотерні гідроксиди?

Відповідь: Амфотерні гідроксиди можна одержати дією лугів на розчини солей відповідних елементів. Наприклад:

Амфотерні гідроксиди здатні взаємодіяти з лугами. Однак, при їх одержанні не слід застосовувати надлишок лугу.

Якщо кислотна функція амфотерного гідроксиду набагато сильніше виражена за основу, то хімічну формулу його звичайно записують так, як це прийнято для кислот і відповідно утворюють назву. Наприклад: - ортоарсенітна кислота.

Приклад 11. Назвіть такі оксиди: , , , , , , . Напишіть їх структурні формули

та рівняння можливих реакцій з кальцій оксидом.

Відповідь: - фосфор (V) оксид .

Структурна формула: - кислотний оксид, йому відповідають орто- чи

метафосфатна кислоти . Реагує з кальцій оксидом:

- кальцій ортофосфат - кальцій метафосфат

- купрум (І) оксид.Структурна формула:

- основний оксид, тому з кальцій оксидом не реагує.

- карбон (IV) оксид. - кислотний оксид, йому відповідає карбонатна кислота - . Взаємодіє з кальцій оксидом:

- кальцій карбонат. - манган (VІІ) оксид.

Структурна формула: - кислотний оксид, йому відповідає

перманганатна кислота - . - кальцій перманганат.

- стронцій оксид. Структурна формула

- основний оксид, тому з кальцій оксидом не реагує. - карбон (ІІ) оксид. Структурна формула . - несолетворний оксид і з кальцій оксидом не реагує. - сульфур (VI) оксид.

Структурна формула:

- кислотний оксид, йому відповідає сульфатна кислота - .

- кальцій сульфатПриклад 12. Які з цих сполук проявляють амфотерні

властивості: , , , , , , . Напишіть рівняння їх взаємодії з

кристалічним , з розчином , з розчином .

Відповідь:- кислотний оксид, з розчином не взаємодіє.

- амфотерний оксид, реагує з основами і кислотами. Для полегшення написання рівнянь взаємодії з основами слід спочатку записати формулу відповідного гідроксиду:

- берилій оксид, - берилій гідроксид або - берилатна кислота.

- натрій берилат.При взаємодії амфотерних оксидів та гідроксидів з

лугами у водному середовищі утворюються так звані гідроксосолі.

- натрій тетрагідроксидберилат.

Взаємодія з :

- берилій сульфат. - метафосфітна кислота, з не реагує.

- амфотерний гідроксид. Слід врахувати, що з речовинами основної природи амфотерного гідроксиду елемента зі ступенем окиснення +3 або +4, звичайно, утворюються солі метакислот:

- метаалюмінатна кислота

223 2 NaAlOOHNaOHOHAl - натрій метаалюмінат

- калій тетрагідроксоалюмінат

- алюміній сульфат. - несолетвірний оксид, в кислотно-основні

взаємодії не вступає. - амфотерний оксид, реагує з основами і

кислотами, йому відповідає гідроксид - .

- метастанатна кислота

- натрій метастанат - натрій

гідроксостанат

- станум (IV) сульфат - основа, з лугами не взаємодіє.

Приклад 13. Складіть рівняння реакцій, схеми яких подані нижче:

Li + … Li2O Li2O + … LiNO3+H2OCa + … CaO CuO + … CuCl2+ H2OC + … CO2 Li2O + … LiOHPH3 + … P2O5+H2O P2O5 + … H3PO4

Al + … Al2O3 SO3 + … Na2SO4

Відповідь: 4Li + O2 = 2Li2O Li2O + 2HNO3 = 2LiNO3+H2O2Ca + O2 = 2CaO CuO + 2HCl = CuCl2+ H2OC + O2 = CO2 Li2O + H2O = 2LiOH2PH3+4O2 = P2O5 +3H2O P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

4Al + 3O2 = 2Al2O3 SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

Приклад 14. Які із наведених оксидів реагують з водою: BaO, Li2O, CuO, SO3, CaO, SiO2, P2O5, Fe2O3, Al2O3, Na2O, Mn2O7? Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь: З водою взаємодіють оксиди активних металів, кислотні оксиди, які відповідають сильним і середньої сили кислотам:

BaO + H2O = Ba(OH)2 Li2O + H2O = 2LiOHSO3 + H2O = H2SO4 CaO + H2O =Ca(OH)2

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 Na2O + H2O = 2NaOHMn2O7 + H2O = 2HMnO4

Приклад 15. Напишіть формули оксидів, гідратами яких є наступні кислоти: H2SO4, H2SO3, H2СO3, H2SіO3,

НМnO4, H3BO3

Відповідь:H2SO4 – SO3 H2SO3 – SO2

H2СO3 – CO2 H2SiO3 – SiO2

HMnO4 – Mn2O7 H3BO3 – B2O3

Приклад 16. Напишіть рівняння хімічних реакцій, схеми яких дані нижче:

Відповідь: 1) 2) 3) 4) 5) 6)

Приклад 17. Наведіть по три рівняння реакцій, за допомогою яких можна отримати: а) розчинні і б) практично нерозчинні основи. Назвіть їх.

Відповідь: а) Рівняння реакцій добування розчинних основ:

1) калій гідроксид

2) електроліз розчинів хлоридів активних металів:

натрій гідроксид3) реакція лужних або лужноземельних металів з водою:

кальцій гідроксидб) Рівняння реакцій добування нерозчинних основ1) обмінна реакція солі металу із лугом:

ферум (ІІІ) гідроксид2) реакція деяких металів із водою:

алюміній гідроксид3) повний гідроліз деяких солей:

алюміній гідроксид

Приклад 18. Які з речовин, формули яких наведені, реагують з розчином натрій гідроксидом

? Напишіть рівняння практично можливих реакцій.

Відповідь: З розчином натрій гідроксидом реагують кислоти, кислотні оксиди і солі (в тих випадках, коли в результаті реакції випадає осад):

Приклад 19. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення:

1) 2) 3) Відповідь:.

1)

2)

3)

Приклад 20. Якими способами отримують кислоти? Складіть рівняння реакцій.

Відповідь: 1) Кисневмісні кислоти можна отримати

взаємодією кислотних оксидів з водою:

2) Безкисневі кислоти отримують взаємодією водню із неметалами: .

3) Сильні кислоти витісняють більш слабкі з солей:

Приклад 21. Напишіть по три рівняння реакцій розкладу, сполучення, заміщення і обміну, в яких беруть участь кислоти.

Відповідь:

1) Розклад:

2) Сполучення:

3) Заміщення: 4) Обмін :

Приклад 22. Які з речовин, формули яких наведені, реагують із соляною кислотою: а) ; б) ; в) ; г) ; д) .

Відповідь: З соляною кислотою реагують основні оксиди, основи, але не реагують метали, які стоять в ряді напруг правіше водню.

а) б) в) г) д)

Приклад 23. Напишіть рівняння реакцій, які можна практично здійснити:

Відповідь:

Приклад 24. Перелічіть способи добування солей і напишіть по два рівняння відповідних хімічних реакцій.

Відповідь: 1) Реакції кислот із металами, основними оксидами та

основами:

2) Реакції кислотних оксидів із основами і основними оксидами:

3) Обмінні реакції:

4) Реакції між металами і неметалами:

Приклад 25. Складіть рівняння реакцій, схеми яких такі: а) б) в) г)

д) е) ж) з)

і)

к)

Відповідь: а)

б)

в)

г)

д)

е)

ж)

з)

і)

к)

Приклад 26. Як відрізнити один від одного такі природні мінерали: вапняк, гіпс і фосфорит? Складіть рівняння реакцій.

Відповідь: Вапняк розчиняється у соляній кислоті із виділенням газу:

.Фосфорит розчинний в соляній кислоті без виділення газу:

.Гіпс не розчиняється у соляній кислоті

.

Приклад 27. Кальцій карбонат у воді практично не розчинний. Проте вапняки вимиваються водою. Чим це можна пояснити? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Відповідь: Вода містить невелику кількість розчиненого карбон (ІV) оксиду, який реагує із кальцій карбонатом (вапняком) і переводить його в розчинний кальцій гідрогенкарбонат:

.

Приклад 28. Чому тверду воду не можна використовувати для охолодження двигунів машин? Відповідь підтвердіть рівнянням реакцій.

Відповідь: Тверда вода містить гідрогенкарбонати кальцію і магнію, які при невеликому нагріванні розкладаються із утворенням карбонатів:

.Карбонати кальцію і магнію не розчиняються у воді і

осаджуються на деталях двигунів.

Приклад 29. Які кислоти можна використати для отримання вуглекислого газу із мармуру? Виберіть відповідь із наступних кислот: , , ,

.

Відповідь: Всі, крім сірчаної, оскільки кальцій сульфат, який утворився, припиняє взаємодії карбонату із йонами.

Приклад 30. Яка сіль і скільки її утвориться, якщо крізь 100 мл розчину, який містить 0,32 масові частки або 32% калій гідроксиду ( г/см3) пропустити весь карбон (ІV) оксид, що утворився при спалюванні 18 л метану (н.у.)?

Відповідь:Дано:

мл г/см3

;

або OHCOKCOKOH 23222 1) Знаходимо масу розчину

(н.у.)Сіль - ?

- ? г.

2) Знаходимо масу калій гідроксиду: г.

3) Обчислюємо кількість речовини калій гідроксиду:моль

4) Обчислюємо кількість речовини метану: моль

5) Обчислюємо кількість речовини карбон (ІV) оксиду:моль

знаходиться в надлишку по відношенню до , тому утворюється калій гідрогенкарбонат . Розрахунок кількості цієї солі ведеться по недостачі

моль.

г.

Відповідь: г

Вправи для самостійного розв’язку

4.1 Назвіть такі оксиди: , , , , , , , , , , , .

4.2 Напишіть хімічні формули таких оксидів: калій оксид, манган (IV) оксид, ферум (ІІІ) оксид, рутеній (VІІІ) оксид, селен (VІ) оксид, бор оксид, вісмут (ІІІ) оксид, хром (VІ) оксид, нітроген (І) оксид, карбон (ІV) оксид.

4.3 Назвіть такі кислоти: , , , , , , , , , , ,

.4.4 Напишіть хімічні та структурні формули таких кислот:

ортофосфатної, селенідної, сульфатної, ортосилікатної, метаборатної, хлоритної, фторидної, метафосфітної, дихроматної, перхлоратної, сульфідної.

4.5 Назвіть такі солі: , , , , , , , ,

, .4.6 Напишіть хімічні та структурні формули таких солей:

купрум (ІІ) гідроксо хлорид, калій сульфід, натрій гідрогенсилікат, ферум (ІІІ) дигідроксо сульфат, кальцій гідрогенкарбонат.

4.7 Які з наведених оксидів можуть взаємодіяти з : а) кальцій оксидом, б) сульфур (VІ) оксидом? , , ,

, , , , , , , , . Назвіть сполуки, які утворюються і наведіть відповідні рівняння реакцій.

4.8 Які з цих речовин взаємодіють з калій гідроксидом? , , , , , , , ,

, , , . Напишіть можливі рівняння реакцій і дайте назву продуктам реакцій.

4.9 Які з цих речовин взаємодіють з ? , , , , , , , , ,

, , . Напишіть рівняння реакцій і дайте назви утвореним продуктам.

4.10 Які з наведених сполук проявляють амфотерні властивості? , , , , , ,

.Напишіть рівняння реакцій їх взаємодії з кристалічним

, розчином і розчином .4.11 Закінчить рівняння реакцій, які проходять і назвіть

утворені солі:

4.12 Напишіть можливі рівняння реакцій при взаємодії між собою зазначених нижче сполук: , , ,

. Назвіть одержані продукти. Тест

4.1 Вкажіть ряд, який містить тільки кислотні оксиди:1)2)3)4)

4.2 Із наведених оксидів: із водним розчином натрій гідроксидом

взаємодіють…4.3 Яка з речовин при розчиненні у воді утворює кислоту: 1)

, 2) , 3) , 4) ?4.4 В якому ряді гідроксидів містяться тільки амфотерні?

1)2)3)4)

4.5 Яку із вказаних сполук можна використати для нейтралізації сірчаної кислоти:

1) ; 2) ; 3) ; 4) ?4.6 Яка з реакцій відбувається у розчині з виділенням газу: а)

б) 1) а; 2) б.

4.7 Яким набором реактивів можна визначити якісний склад сірчаної кислоти:

а) i б) i в) і 1) a; 2) б; 3) в.

4.8 Напишіть молекулярні рівняння реакцій, які описують такі перетворення:

а) сульфатна кислота → сульфур (IV) оксид → натрій гідрогенсульфіт → натрій сульфіт → натрій сульфат;

б) мідь → купрум (ІІ) сульфат → купрум (ІІ) хлорид → купрум (ІІ) нітрат → купрум (ІІ) оксид → мідь;

в) кальцій → кальцій оксид → кальцій гідроксид → кальцій карбонат → кальцій гідрогенкарбонат → карбон (IV) оксид;

г) цинк сульфід → цинк оксид → цинк сульфат → цинк гідроксид → цинк оксид → цинк хлорид.

Тема 5 ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК І БУДОВА МОЛЕКУЛ. СТУПІНЬ ОКИСНЕННЯ

Приклад 1. Поясніть причину утворення хімічного зв’язку. (див. додаток В).

Відповідь:Проблема виникнення хімічного зв’язку є центральною

в хімії, поскільки у природі і практиці людина має справи не з окремими атомами, а з речовинами. Навіть зовсім прості речовини, як правило, складаються не менш як з двох атомів хімічно зв’язаних між собою. Наприклад, відносна невелика кількість заліза 56 грам містить 6,02 ∙1023 атомів, які хімічно зв’язані між собою в кристалічну гратку.

Хімічний зв’язок утворюється під час взаємодії двох або кількох атомів, в результаті якої утворюється хімічно стійка дво- або багатоатомна система (наприклад, молекула або кристал). Хімічно зв’язані атоми – це складні утворення, які складаються з позитивно заряджених ядер і негативно заряджених електронів, між якими існує електростатична взаємодія.

Очевидно, система буде стійкою, якщо сили притягання більші від сил відштовхування. Утворення нових хімічних зв’язків супроводжується підвищенням електронної густини між атомами, яка притягує ядра. Цей процес

супроводжується виділенням енергії, внаслідок чого енергія системи зменшується.

Історія розвитку проблеми хімічного зв’язку фактично є історією розвитку теоретичної хімії. Існують різні методи пояснення утворення хімічного зв’язку: механічні, електростатичні тощо. Одним з поширених на сьогодні методів є метод валентних зв’язків (МВЗ), згідно якого хімічний зв’язок утворюється за рахунок перекривання атомних орбіталей.

Приклад 2. Розкрийте зміст поняття „атомна орбіталь”.Відповідь:

Атомна орбіталь (АО) володіючи певною енергією та відповідною формою є траєкторією руху електрона в полі ядра. Якщо електрон – частинка корпускулярна, то атомна орбіталь є однією з найважливіших характеристик. Електрон, володіючи крім властивостей частинки, має і хвильові властивості, які не можна характеризувати орбіталлю. Тому вводиться нове поняття про атомну орбіталь, яке охоплює корпускулярні та хвильові властивості електрона. Математично для одноелектронного атома Гідрогену це записується за допомогою рівняння Шредінгера:

де ψ (псі) – амплітуда електронної хвилі (хвильова функція, яка залежить від просторових координат і в загальному випадку від часу)Переважно розглядається залежність хвильової функції від

координат;m – маса електрона;h – постійна Планка;E – повна енергія електрона;U – потенціальна енергія електрона.

Таким чином в рівняння Шредінгера входить дві частини: перша – це сума похідних хвильової функції по координатах і друга частина рівняння містить різницю Е–U, яка дорівнює кінетичній енергії електрона.

Рівняння Шредінгера складне, точне його рішення потребує сучасної обчислювальної техніки.

Як модель стану електрону в атомі у квантовій механіці прийнято уявлення про електронну хмару, густина відповідних ділянок якої пропорційна ймовірності перебування там електрона. Електрон ніби „розмазаний ” навколо ядра по сфері, віддаленій від ядра на певну відстань. Одну з можливих форм електронної хмари атома можна зобразити так (рис. 5.1):

Рисунок 5.1 - Електронна хмара з нерівномірною густиною

Максимальна електронна густина відповідає найбільшій ймовірності перебування електрона. Очевидно чим міцніший зв’язок електрона з ядром, тим електронна хмара менша за розміром і компактніша за розподілом заряду.

Простір навколо ядра, в якому найімовірніше перебування електрона, називається атомною орбіталлю.

Поняття атомної орбіталі можна розглядати, як математичне поняття. Його можна уявляти собі як поверхню з максимальною електронною імовірністю. Ця поверхня може

бути сферою – такі орбіталі відповідають s-підрівню і називаються s-орбіталлю. Що стосується р-орбіталей, то ця поверхня має форму гантелі, d- i f-орбіталі – складнішої форми.

Під „формою орбіталі” треба розуміти таку просторову геометричну модель, в межах якої перебування електрона найімовірніше. Форми граничних поверхонь s-, p- i d-орбіталей можна зобразити наступним чином (рис. 5.2):

Рисунок 5.2 - Форми граничних поверхонь s-, p- i d-орбіталей

Приклад 3. Поясніть утворення σ- і π-зв’язків.Відповідь:

Спосіб утворення хімічних зв’язків області перекривання атомних орбіталей (АО) розміщених на лініях, що з’єднують центри (ядра) взаємодіючих атомів називається σ-зв’язком. Він здійснюється однією спільною

електронною парою. Ці зв’язки виникають внаслідок перекривання двох s-орбіталей (молекула Н2), s- і р-орбіталей (молекули HF, H2S), перекривання гібридних орбіталей з негібридними s- або р-орбіталями (молекули СН4, NH3, H2O, BCl3, BeCl3 тощо).

Схематично σ-зв’язки можна зобразити наступним чином (рис.5.3):

Рисунок 5.3 - Схематичне зображення σ-зв’язків

Хімічні зв’язки, які утворюються в результаті перекривання орбіталей вздовж ліній, перпендикулярних до лінії, що зв’язує центри взаємодіючих атомів, називаються π-зв’язками. Вони можуть утворюватись як р-, так і d-електронами.

Схематично π-зв’зки можна зобразити наступним чином (5.4):

Рисунок 5.4 - Схематичне зображення π-зв’язківПерекриття АО відбувається за рахунок однієї або двох областей перекриття. Якщо одна область перекриття, то хімічний зв’язок має назву σ-зв’язок, якщо дві – то хімічний зв’язок – π-зв’язок.

У випадку утворення хімічного зв’язку між двома атомами приймає участь більше, ніж одна пара електронів, то зв’язок називається кратним. Тоді один із них є σ-зв’язком.

Так у молекулі азоту утворюється потрійний зв’язок (N≡N). Усі зв’язки утворюються одноелектронними р-орбіталями Нітрогену, але способи перекривання різні: один з них є σ-зв’язком, два інші – π-зв’язками (рис. 5.5):

Рисунок 5.5 - Схема утворення хімічних зв’язків в молекулі азоту

Приклад 4. Що таке гібридизація? Які її типи існують?Відповідь:

Гібридизація – це перетворення початково нерівноцінних за енергією та формою орбіталей в однакові, рівноцінні під час утворення хімічних зв’язків.

Основні типи гібридизації атомних орбіталей (АО):Тип

гібриди-зації

Число орбіталей, що

гібридизується

Число гібридизованих АО

Будова молекули

Приклади

sp 1s і 1p 2 лінійна ZnCl2, CO2,

BeCl2, H2S, C2H2

sp2 1s і 2p 3 трикутна BF3, CO32-, C2H4

sp3 1s і 3p 4тетраед-

ричнаNH3, CH4

sp

sp2

sp3

Рисунок 5.6 - Схема гібридизації атомних орбіталей (sp-, sp2 - i sp3- гібридизація)

З наведених схем видно, як негібридизовані орбіталі (а) перетворюються у гібридизовані (б), змінюючи свою форму та просторове розташування.

Приклад 5. Наведіть орбітальні діаграми сполук BeCl2 (Ве в стані sp-гібридизації), BCl3 (В в стані sp2-гібридизації), CH4 (С в стані sp3-гібридизації).

Відповідь:Відповідно до існуючих уявлень про гібридизацію

орбітальні діаграми виглядатимуть наступним чином (рис 5.7):

а)

б)

в)

а - BeCl2; б - BCl3; в - CH4

Рисунок 5.7 - Орбітальні діаграми сполук

Приклад 6. Які види зв’язків притаманні молекулам та який їх механізм утворення?

Відповідь:

№ п/п

Вид зв’язку Визначення Механізм утворення

1 Йонний Зв’язок між йонами, що здійснюється завдяки електростатичному притяганню

2 Ковалентний Зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар, тобто перекривання атомних орбіталей

Перекривання АО

3 Донорно-акцепторний(різновид ковалентного)

Зв’язок між атомами, один з яких має неподілену пару електронів, а інший - вільну АО

N-донор, -акцептор

№ п/п

Вид зв’язку Визначення Механізм утворення

4 Металічний Зв’язок у металах та сплавах між позитивно зарядженими йонами та валентними електронами, що є спільними для всіх йонів.

5 Водневий (міжмолеку-лярний)

Трицентровий зв’язок між двома електронегативними атомами через атом водню.

Приклад 7. Що характеризує електронегативність елементів (ЕН)?

Відповідь:ЕН характеризує здатність атома притягувати до себе

спільні електронні пари. Ця величина дає змогу встановити характер хімічного зв’язку, бо у багатьох сполуках зв’язок між атомами є проміжний між йонним і полярним ковалентним *.

*Якщо , то зв’язок вважається йонним, якщо - полярним ковалентним.

Приклад 8. Поєднайте величину електронегативності з типом хімічного зв’язку і властивостями наступних речовин: , , ,

Відповідь:

Формула речовини Різниця ЕН Вид зв’язку * Властивості

сполукКовалентний полярний

Кислотні

Йонний

Ковалентний

Основні

бо -

Формула речовини Різниця ЕН Вид зв’язку * Властивості

сполукполярний полярніший

Ковалентний полярний

Кислотні

полярніший

Ковалентнийполярний

Амфотерні

полярності близькі

Приклад 9. Чому молекули здатні до поляризації?Відповідь:

Полярність і неполярність молекули залежить від характеру розподілу електронної густини. У неполярних молекулах центри зосередження позитивних і негативних зарядів збігаються. У полярних молекулах електронна хмара розміщена несиметрично, внаслідок чого виникають позитивні і негативні центри, які називаються полюсами. Вони розташовані на певній відстані l один від одного. Полярні молекули називають диполями.

Полярність молекули оцінюють величиною дипольного моменту μ, що є добутком відстані l між полюсами (плече диполя) на їх заряд q:

μ = l ∙ qТак, у молекулах Н2, О2, Cl2, N2 хімічні зв’язки

неполярні, електронна хмара розміщена симетрично між атомами (μ = 0). У молекулах галогеноводнів електронна

хмара зміщена до більш електронегативного атома галогену, на якому виникає частковий негативний заряд δ-, а на атомі Гідрогену – частковий позитивний заряд δ+.

Атоми в молекулі мають певне просторове розміщення, тобто свою геометрію.

Наприклад, в молекулі води кут між лініями зв’язку (валентний кут) дорівнює 104,50, ці полюси просторово не збігаються і молекула води – полярна:

Приклад 10. Опишіть просторову структуру наступних молекул: , , .

Відповідь:Бор флуорид . Просторова структура цієї молекули

визначається тим, що при утворенні зв’язку проходить гібридизація однієї - і двох - орбіталей атома (sp2- гібридизація), при цьому утворюється три однакові гібридні орбіталі, які розміщені під кутом 120 º. Таким чином, - плоска молекула із кутом 120 º між зв’язками.

Цинк хлорид . При утворенні молекул типу (галоген або Гідроген) проходить - гібридизація

орбіталей центрального атома, і виникають хімічні зв’язки, які направлені під кутом 180° один від одного. Молекули даного типу лінійні.

Амоніак . При утворенні зв’язку відбувається гібридизація однієї і трьох -орбіталей атома азоту; три -гібридні орбіталі беруть участь в утворенні трьох зв’язків

, а четверта орбіталь зайнята неподіленою електронною парою. Молекула має форму трикутної піраміди із атомом азоту у вершині. Величина кута між зв’язками відрізняється від характерного для -гібридизації значення

- вона рівна .

Приклад 11. Чим відрізняються аморфні речовини від кристалічних?

Відповідь:Структура аморфних речовин нерегулярна, у них

відсутня кристалічна гратка.

Приклад 12. Чим відрізняється плавлення речовин з різними кристалічними гратками: а) йонною; б) атомною; в) молекулярною?

Відповідь:Сили притягання між атомами в атомній гратці і між

йонами в йонній гратці дуже великі, тому речовини із такими типами кристалічної гратки мають високі температури плавлення. І навпаки, сили взаємодії в молекулярній гратці невеликі, тому такі речовини мають низькі температури плавлення.

Приклад 13. Який тип кристалічної гратки характерний для речовин, формули яких приведені: а) ; б) ; в) ; г) ; д) ; е) .

Відповідь:, , - йонні кристалічні гратки;

, , - молекулярні.

Приклад 14. Наведіть приклади речовин із різними типами кристалічних ґраток.

Відповідь:

Типгратки

Атомна Йонна Молекулярна Металічна

Приклад (алмаз)

, Сплави

Приклад 15. Що називається ступінню окиснення? В чому проявляється подібність і відмінність із поняттям “валентність”?

Відповідь:Ступінь окиснення – це умовний заряд атома у сполуці,

обчислений із припущення, що сполука складається із йонів. Валентність – це число хімічних зв’язків (число загальних електронних пар), які утворені атомом в сполуці. Ступінь окиснення співпадає із валентністю для атомів металів у всіх сполуках і деяких сполуках неметалів (наприклад, для Сульфуру , , для Фосфору в і ) . На відмінність від валентності ступінь окиснення буває негативним.Приклад 16. Визначте ступінь окиснення Мангану в

сполуках: і .

Відповідь: , .Приклад 17. Складіть графічні формули сполук: ,

, , , , , , .

Відповідь:Спочатку необхідно зазначити ступені окиснення атомів

в молекулі і встановити скільки електронів має кожний атом на зовнішньому енергетичному рівні, тобто визначити його валентність – число зв’язків, які може утворити цей атом.

Почнемо із алюміній гідроксиду . Ця молекула складається із катіона і аніона . Атом Алюмінію має три електрони на зовнішньому енергетичному рівні і може зв’язатися із трьома гідроксогрупами. Гідроксид-іон

складається із атомів Оксигену і Гідрогену. Атом Оксигену має два неспарених електрони на зовнішньому енергетичному рівні і може зв’язатися з одним атомом Гідрогену і одним атомом Алюмінію. Користуючись цими міркуваннями складаємо графічну формулу:

Молекулу сульфатної кислоти можна подати як сполуку, яка складається із двох атомів Гідрогену, чотирьох атомів Оксигену і атома Сульфуру. Тепер їх потрібно зв’язати між собою. Атом Сульфуру має на зовнішньому енергетичному рівні 6 неспарених (валентних) електронів, так як знаходиться в шостій групі головній підгрупі. Атом Сульфуру може утворювати шість зв’язків з різними атомами. Але кожний із атомів Оксигену, який не входить до складу Гідроксид-іонів, повинний утворити по два зв’язки (тобто подвійний зв’язок). Виходячи із цього складаємо формулу:

Наступні сполуки будуть мати графічні формули:

Пунктир означає, що зв’язок делокалізований

(рівномірно розподілений) між атомами.

Сполука являється йонною сполукою і може розглядатися як .

Приклад 18. Визначте валентність і ступінь окиснення Карбону в сполуках: а) ; б) .

Відповідь: Запишемо структурні формули даних сполук:

З формул випливає, що Карбон у них чотиривалентний.Враховуючи, що ступінь окиснення Оксигену (крім

сполук з Флуором і пероксидів) завжди “-2”, а ступінь окиснення Гідрогену “+1” (крім гідридів), знаходимо з принципу електронейтральності молекул ступінь окиснення Карбону:

а) в . ; б) в . ; .

Вправи для самостійного розв’язування

5.1 В молекулах вкажіть, який зв’язок буде більш полярним? Відповідь обґрунтуйте.

5.2 Намалюйте схему утворення йона амонію. Для атома Нітрогену визначте ступінь окиснення, валентність, число донорно-акцепторних зв’язків..

5.3 Які електрони атомів беруть участь в утворенні ковалентних зв’язків у таких молекулах: а) ; б) ; в)

; г) .5.4 У яких із зазначених нижче сполук зв’язок найбільш і

найменш полярний: ; ; ? Відповідь обґрунтуйте.

5.5 Визначте ступінь окиснення Феруму в сполуках: а) ; б) ; в) .

5.6 Визначте ступінь окиснення Нітрогену в сполуках: а) ; б) ; в) ; г) .

5.7 Визначте ступінь окиснення елементів в сполуках: а); б) ; в) ; г) .

5.8 Визначте валентність і ступінь окиснення Карбону у таких сполуках: а) ; б) ; в) .

Тест 5.1 Молекула якої речовини є неполярною:

1) ; 2) ; 3) ; 4) 5.2 Із наведених молекул - , , , , , є

полярними...5.3 Із двох речовин і - йонний характер хімічного

зв’язку між атомами більший у …5.4 Найбільш йонними являються сполуки:

1) ; 2) ; 3) ; 4) .5.5 Доповніть наведену схему словами “посилюється” або

“зменшується” і вкажіть напрям стрілками: ковалентний характер зв’язку . . .

, , , , , , йонний характер зв’язку . . .

5.6 Серед наведених формул знайдіть формулу сполуки з ковалентним полярним зв’язком:1) ; 2) ; 3) .Поясніть механізм його утворення.

5.7 Властивості кристалічних речовин із різним типом хімічного зв’язку значно відрізняються. Цими властивостями можуть бути:

а) низька температура плавлення, схильність до сублімації, крихкість, відсутність електричної провідності;

б) висока температура плавлення, крихкість, електрична провідність в розплавленому стані;

в) висока температура плавлення, незначна електрична провідність (електроізоляційні властивості);

г) помірно висока температура плавлення, висока електрична провідність, пластичність, ковкість.Вкажіть для кожного типу кристалічної гратки відповідні характерні властивості речовин:

№ п/п

Тип гратки Властивості гратки

1 Йонна ...2 Молекулярна ...3 Атомна (ковалентна) ...4 Металічна ...

Тема 6 КОМПЛЕКСНІ (КООРДИНАЦІЙНІ) СПОЛУКИ

Приклад 1. В чому проявляється важливість вивчення комплексних сполук?

Відповідь:Важливою властивістю багатьох комплексних сполук є

їх здатність прискорювати хімічні та біохімічні реакції. Механізми майже всіх каталітичних реакцій ґрунтується на утворенні проміжних активованих комплексів.

Деякі комплексні сполуки металів з органічними сполуками є біологічними каталізаторами – ферментами. До них відносяться хлорофіл, вітаміни, ген крові. Такі мікроелементи, як Цинк, Кобальт, Купрум, Бор, Магній, Хром, в процесах життєдіяльності організмів перебувають у формі комплексних сполук.

Різноманітні комплексні сполуки з неорганічними й органічними лігандами широко застосовують під час очистки різних екологонебезпечних об’єктів, добування дорогоцінних металів.

В хімічному аналізі (комплексометричному, гравіметричному, титриметричному, колориметричному,) з їх

допомогою визначають йони, маскують сторонні йони, розчиняють осади.

Приклад 2. Чим відрізняються комплексні сполуки від подвійних?

Відповідь:До комплексних сполук дуже подібні так звані подвійні

солі, до яких належать галуни K2SO4 ∙ Al2(SO4)3 ∙ 24H2O, KCr(SO4)2 ∙ 10H2O тощо.

Назву „комплексна сполука” часто пов’язують з назвою „подвійні солі”, тому що їх можна розглядати як продукти, що утворені двома металами та однією кислотою:

Na2SO4 + Al2(SO4)3 = 2Na[Al(SO4)2] подвійна сільNaCN + AgCN = Na[Ag(CN)2] комплексна сполукаСкладні солі, які під час розчинення дисоціюють тільки

на ті йони, що входили до складу сполук, наприклад:Na[Al(SO4)2] ↔ Na+ + Al3+ + 2SO4

2-

Комплексні солі дисоціюють з утворенням складних комплексних йонів:

Na[Ag(CN)2] ↔ Na+ + [Ag(CN)2]-

Чітко розділити подвійні і комплексні солі неможливо. Кількісною характеристикою, за якою їх можна визначити є константа нестійкості. Якщо Кнест. › 10-1, то таку сіль можна вважати подвійною.

Приклад 3. Які сполуки називаються комплексними? Яка їх будова і особливості хімічного зв’язку?

Відповідь:Комплексними (або координаційними)

називаються сполуки, кристалічні гратки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії йонів або молекул, здатних існувати самостійно. Прикладом їх утворення можуть бути наступні реакції:

Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6]ZnSO4 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]SO4

Розглянемо будову комплексних сполук.В молекулі є атом із позитивним ступенем окиснення,

який об’єднує довколо себе всі інші частинки.Цей атом називають комплексоутворювачем або

центральним атомом. В наших прикладах Fe+2 і Zn+2.Найбільшу схильність до утворення комплексів мають

катіони d – елементів, наприклад, Fe2+,Fe3+,Co3+,Cr3+,Cu2+,Ti4+

тощо, рідше – атоми елементів головних підгруп періодичної системи з позитивним ступенем окиснення, наприклад, Be+2, Al+3, а також неметали з високим ступенем окиснення (B+3,Si+4,P+5 тощо).

Приєднані до комплексоутворювача частки (молекули, аніони) називаються лігандами. Ліганд може утворювати з комплексоутворювачем один або кілька хімічних зв’язків. Число хімічних зв’язків, що утворює ліганд з комплексоутворювачем, називається дентатністю, які ділять на монодентатні: F−, Cl−, CN−, H2O і інші. (Підкреслений атом, який утворює зв’язок з комплексоутворювачем). Полідентатними є найчастіше органічні йони і молекули.

Загальне число атомів усіх лігандів або груп атомів, що утворюють зв’язки з комплексоутворювачем, називають координаційним числом комплексоутворювача (КЧ).

Значення координаційного числа залежить від багатьох факторів: від природи лігандів, від співвідношення радіусів лігандів і комплексоутворювача, умов проведення процесів комплексоутворення. Але основним фактором, який впливає на координаційне число, являється ступінь окиснення комплексоутворювача:

ступінь окиснення комплексоутворювача

+1 +2 +3 +4 вище +4

координаційні числа 2 4;6 6;4 6 8-12

(підкреслені найбільш характерні координаційні числа).

Комплексоутворювач і ліганди складають комплексний йон, або внутрішню сферу комплексу в хімічній формулі її відокремлюють квадратними дужками; наприклад, [Fe(CN)6]4-, [Zn(NH3)4]2+.

Йони, що знаходяться за межами внутрішньої сфери, утворюють зовнішню сферу комплексу (в наших прикладах це K+ і SO4

2-). Для комплексних сполук діамінаргентум (І) хлорид

[Ag(NH3)2]Cl і гексаамінкобальт (ІІІ) бромід [Co(NH3)6]Br3

схематично зовнішню і внутрішню сфери можна зобразити так:

Рисунок 6.1 – Схематичне зображення будови комплексних сполук [Ag(NH3)2]Cl та [Co(NH3)6]Br3.

Внутрішня координаційна і зовнішня сфери являють собою протилежно заряджені йони, між якими здійснюється електростатичне притягання (йонний зв’язок), а між комплексоутворювачем і лігандами – донорно-акцепторні

зв’язки. Ліганди є донорами, а комплексоутворювач – акцептором електронних пар, він використовує для утворення зв’язків кілька вільних орбіталей.

Для комплексної сполуки [Be(H2O)4]SO4 утворення хімічних зв’язків можна зобразити так:

У атома берилію валентними є підрівні 2s22p0, у йона Be2+ - на два електрони менше (2s02p0). Вільні 2s і 2p орбіталі Be2+ заповнюються валентними електронами ліганду утворюючи sp3-гібридизацію. Молекула має тетраедричну будову.

Приклад 4. Як розраховується ступінь окиснення комплексоутворювача та заряд внутрішньої сфери ?

Відповідь:Ступінь окиснення комплексоутворювача дорівнює

алгебраїчній сумі ступенів окиснення лігандів і йонів зовнішньої сфери, взятій з протилежним знаком.

Наприклад:K4[Fe(CN)6] : -[6∙(-1) + 4∙(+1)] = +2; Fe+2

[Zn(NH3)4]SO4 : -(-2 + 6∙0) = +2; Zn+2

Заряд комплексного йону дорівнює сумі зарядів комплексоутворювача і лігандів; з другої сторони, він дорівнює сумарному заряду зовнішньої сфери з протилежним знаком.

Наприклад:

2s

K4[Fe(CN)6]: +2+6∙(-1)= -4 або –[4∙(+1)]=-4; [Fe(CN)6]4-

[Zn(NH3)4]SO4: +2 +4∙0 = +2 ; [Zn(NH3)4]2+

Приклад 5. Які основні принципи побудови назв сполук з аніонними, катіонними та нейтральними комплексами?

Відповідь:а) Назва комплексної сполуки, що містить комплексний

аніон, складається із двох слів: перше – назва катіону в називному відмінку; друге – назва комплексного аніону в називному відмінку, в якому перелічуються координаційні числа і назви лігандів, назва комплексоутворювача (корінь латинської назви елемента з закінченням „ат”, ступінь окиснення комплексоутворювача (римською цифрою в дужках)).

Координаційні числа в назвах комплексних сполук вказують грецькими числівниками:

2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, (координаційне число 1 в назві не зазначається).

Назви лігандів: негативно заряджені ліганди називають, добавляючи до кореня латинської назви елемента чи до назви складного аніону сполучну голосну „о”: Cl - – хлоро-, Br - – бромо-, CN - – ціано-, OH - – гідроксо-, NO3

- – нітрато-, NO2

- – нітрито-, S2O32- – тіосульфато-, S2- – тіо-, NH2

-

– амідо-, NH4+ – амоно-, H- – гідридо-, CN− – ціанато-,

SCN - – тіоціанато-, NCS- – ізотіоціанато-, C2O42- – оксалато-.

Назви лігандів перелічуються в алфавітному порядку і вважають єдиним цілим.

Наприклад: 5 ↓

K3[ (CN)6] калій гексаціаноферат (ІІІ)

↑ ↑ ↑ ↑ 1 4 3 2

6 ↓

Na[ (NH3)Br5] натрій пентабромоамінплатинат (ІV)

↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 1 5 4 3 2

де 1,2,...5 – порядок назв складових комплексної сполуки.

б) Назва комплексної сполуки, що містить комплексний катіон, також складається з двох слів: перше слово – назва комплексного катіону, в якій перелічуються координаційні числа, назва лігандів та назва комплексоутворювача (українська назва елемента), ступінь окиснення комплексоутворювача з римською цифрою в дужках; друге – назва аніону.

Наприклад: 4 ↓

[ (NH3)4]SO4 тетраамінцинк сульфат

↑ ↑ ↑ ↑ 3 2 1 5 (так як цинк в сполуках проявляє лише один ступінь окиснення +2, то її в назві можна не приводити). 4 ↓

[ (H2O)6]Br3 гексааквакобальт (ІІІ) бромід

↑ ↑ ↑ ↑ 3 2 1 5

де 1,2,...5 – порядок назв складових комплексної сполуки.

в) Назва сполуки, яка немає зовнішньої сфери, складається з одного слова, в якому перелічені координаційні числа, назви лігандів і назва комплексоутворювача, ступінь окиснення комплексоутворювача не вказується, так як вона визначається сумою зарядів лігандів.

Наприклад: 6

↓

[ (H2O)3F3] трифлуоротриаквахром (ІІІ)

↑ ↑ ↑↑ ↑ 5 4 3 21

Приклад 6. Яким чином дисоціюють у водних розчинах комплексні сполуки?

Відповідь:Більшість комплексних сполук добре розчинні у воді і

в розчині дисоціюють на йони. Частинки зовнішньої сфери, зв’язані з комплексними йонами електростатичними силами, легко відщеплюються в розчині. Така дисоціація називається первинною, під час якої відбувається повний розпад на йони внутрішньої і зовнішньої сфери.

Ліганди, які знаходяться у внутрішній сфері, зв’язані з комплексоутворювачем дуже міцно і відщеплюються лише в малій степені. Ця дисоціація називається вторинною. Процес вторинної дисоціації обернений і його рівновага зміщена в сторону утворення комплексного йону.

Наприклад:дисоціації:

K2[PtCl6] → 2K+ + [PtCl6]2- первинна[PtCl6]2- ↔ Pt4+ + 6Cl- вторинна[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl- первинна[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3 вторинна

Комплексні сполуки, які не мають зовнішньої сфери, не піддаються первинній дисоціації і тому їх називають комплексними неелектролітами. Вторинна дисоціація цих сполук відбувається дуже слабо.

Наприклад:[Cr(H2O)3F3] ↔ Cr3+ + 3H2O +3F−

Процеси дисоціації оборотні та ступінчасті і з кількісного боку оцінюються константою стійкості:

Кст. =

Константа рівноваги процесу дисоціації комплексних йонів називається константою нестійкості комплексної сполуки. Для сполуки [Zn(NH3)4Cl2].

Величина константи нестійкості комплексної сполуки залежить від її природи і від температури. За сталої температури ця величина стала для даної сполуки і не залежить від її концентрації.

Дисоціація комплексних йонів відбувається ступінчасто:

[Zn(NH3)4]2+ ↔ [Zn(NH3)3]2+ + NH3

[Zn(NH3)3]2+ ↔ [Zn(NH3)2]2+ + NH3

[Zn(NH3)2]2+ ↔ [Zn(NH3)]2+ + NH3

[Zn(NH3)]2+ ↔ Zn2+ + NH3

Кожному з рівнянь відповідає певна константа нестійкості (ступінчаста константа нестійкості). Значення цих констант нестійкості наводяться в довідниках з хімії, за їх значеннями можна передбачити перебіг реакції.

Приклад 7. Визначте ступені окиснення комплексоутворювачів, заряди комплексних йонів, координаційні числа, вкажіть ліганди, назвіть комплексні сполуки, напишіть рівняння їх дисоціації:

H[Au(SCN)2][Cr(H2O)5Cl]Cl2

[Pd(NH3)2I2]Відповідь:1. H[Au(SCN)2]Комплексоутворювач: Au+1; його заряд – [2(-1) + (+1)] = +1 Комплексний йон: [Au(SCN)2]−; його заряд +1 +2 (-1) = -1 Координаційне число (КЧ): 2Ліганди: SCN-

Назва сполуки: гідроген дитіоціаноаурат (І) або дитіоціаноауритна кислота.Первинна дисоціація:H[Au(SCN)2] → H+ + [Au(SCN)2]-

Вторинна дисоціація: [Au(SCN)2]- ↔ Au+ + 2SCN-

2. [Cr(H2O)5Cl]Cl2

Комплексоутворювач: Cr+3; його заряд – [3(-1) + 5∙0] = +3 Комплексний йон: [Cr(H2O)5Cl]2+; його заряд +3 + (-1) = +2 Координаційне число (КЧ): 5 + 1 = 6Ліганди: H2O, Cl-

Назва сполуки: хлоропентааквахром (ІІІ) хлорид; Первинна дисоціація:[Cr(H2O)5Cl]Cl2 → [Cr(H2O)5Cl]2+ + 2Cl-

Вторинна дисоціація: [Cr(H2O)5Cl]2+ ↔ Cr3+ + 5H2O + Cl-

3. [Pd(NH3)2I2]Комплексоутворювач: Pd2+; його заряд – [2(-1) + 2∙0] = +2 Комплексного йону немає – це комплексний неелектроліт Координаційне число (КЧ): 2 +2 = 4

Ліганди: NH3, I-

Назва сполуки: дийододіамінпаладійПервинної дисоціації немає.Вторинна дисоціація: [Pd(NH3)2I2] ↔ Pd2+ + 2 NH3 + 2I-

Приклад 8. Напишіть хімічні формули таких сполук:1. Калій тетранітритодіамінкобальтат (ІІІ);2. Динітритохлоротриамінхром;3. Тетрааквакадмій нітрат.

Відповідь:1. K[Co(NH3)2(NO2)4]2. [Cr(NH3)3Cl(NO2)2]3. [Cd(H2O)4](NO3)2

Приклад 9. Запишіть рівняння реакцій, що є якісними на

йони , .

Відповідь:Якісна реакція на :

Під час дії червоної кров’яної солі на солі ферум (ІІ) утвориться синій осад (турнбулева синь):

або Якісні реакції на :

а) Під час дії жовтої кров’яної солі на солі ферум (ІІІ) утворюється синій осад (берлінська лазур):

або

б) Під час взаємодії солі ферум (ІІІ) із амоній роданідом або калій роданідом утворюється сполука темно-червоного кольору:

ферум (ІІІ) роданід

Вправи для самостійного розв’язку6.1 Які сполуки називають комплексними?6.2 Чому назва „комплексні сполуки” пов’язана з назвою

„подвійні солі”?6.3 Які види сфер розрізняють у координаційних сполуках та

як їх називають? Яка із сфер у воді практично не дисоціює на йони?

6.4 Атоми яких елементів (s, p, d, f) частіше виступають як комплексоутворювачі?

6.5 Яку дисоціацію комплексних сполук називають первинною, а яку вторинною? Наведіть приклади.

6.6 Визначте ступені окиснення комплексоутворювачів, заряди комплексних йонів, координаційні числа, вкажіть ліганди, назвіть комплексні сполуки, напишіть рівняння їх дисоціації.

Li3[Cr(SCN)6]; Ca[Cu(NO2)4]; H[AgF2];

[Co(H2O)(NH3)5]F3; [Ru(NH3)6(NO2)2]Br4;

[V(H2O)3F3]

6.7 Напишіть хімічні формули таких сполук: амоній дийодоаргентат, гексаамінцинк бромід,

дийододиамінпаладій, гідроген гексахлоростанат (IV) або гексахлоростанатна кислота.

Тема 7 ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Приклад 1. Закінчіть рівняння реакцій, складіть електронний баланс, доберіть коефіцієнти, вкажіть процеси окиснення та відновлення.

Відповідь:1. Для елементів, які змінюють ступінь окиснення

знаходимо їх значення в лівій і правій частинах рівняння:

2. Складаємо схему електронного балансу:

Число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, приєднаних окисником.

- відновник процес окиснення

- окисник процес відновлення3. Підставляємо одержані коефіцієнти в схему

реакцій

4. Зрівнюємо кількість кислотних залишків.

5. Перевіряємо правильність написання рівняння реакції за кількістю атомів Оксигену та Гідрогену.

Приклади реакцій окисно-відновної взаємодії

І. Реакції окисно-відновного сполучення:

ІІ. Реакції окисно-відновного розкладу:

ІІІ. Реакції окисно-відновного диспропорціонування (самоокиснення - самовідновлення):

IV. Реакції окисно-відновного заміщення:

V. Реакції окисно-відновної взаємодії:

VІ. Реакції окисно-відновної взаємодії сполук:

VII. Реакції окисно-відновної взаємодії, що проходять

в присутності лугів:

VIII. Реакції окисно-відновної взаємодії, що проходять в присутності кислот:

ІХ. Реакції окисно-відновної взаємодії, в яких бере участь вода:

Х. Реакції окисно-відновної взаємодії, в яких змінюють зарядність декілька елементів:

XI. Окисно-відновні реакції з участю органічних речовин:

Вправи для самостійного розв’язування

7.1 Закінчіть рівняння реакції, складіть електронний баланс, доберіть коефіцієнти і вкажіть процеси окиснення та відновлення:

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 7.2 Допишіть схеми реакцій, підберіть коефіцієнти методом

електронного балансу і зазначте відновник та окисник:1. 2. 3.

4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 7.3 Методом електронного балансу доберіть коефіцієнти,

запишіть рівняння реакцій, зазначте окисник, відновник, процеси окиснення та відновлення:

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Тема 8 ШВИДКІСТЬ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ. ХІМІЧНА РІВНОВАГА

Приклад 1. Які поняття і визначення найчастіше використовуються в хімічній кінетиці.

Активований комплекс - групування частинок, що знаходяться в процесі взаємодії (тобто перерозподіл зв’язків). Перехідний енергетично нестійкий стан реагуючих речовин.

Активні частинки - реакційноздатні частинки (молекули, атоми, радикали), які володіють енергією, достатньою для переходу енергетичного бар’єру і утворення активованого комплексу.

Гетерогенні реакції - реакції між речовинами, що знаходяться в різних фазах. Проходять на поверхні розділу фаз.

Гомогенні реакції - реакції між речовинами в однофазному середовищі. Проходять по всьому об’єму системи.

Гетеролітичний розрив зв’язку - розрив хімічного зв’язку з переходом електронної пари зв’язку до більш електронегативного атома, в результаті чого утворюються йони.

Гомолітичний розрив зв’язку - розрив хімічного зв’язку при якому кожна частина молекули отримує по одному електрону електронної пари зв’язку. В результаті утворюються радикали.

Ініціювання ланцюгової реакції - перша стадія ланцюгової реакції, в результаті чого утворюються радикали.

Йонний механізм реакції - проходження реакції з проміжною участю йонів у елементарному акті реакції.

Істинна швидкість реакції - швидкість реакції в нескінченно малий проміжок часу.

Каталіз - збільшення швидкості реакції, що зумовлене наявністю в зоні реакції каталізатора.

Каталізатор - речовина, що прискорює реакцію, але не витрачається в процесі реакції.

Константа рівноваги - відношення добутку рівноважних концентрацій (активностей) продуктів оборотної реакції, взятих в степенях їх стехіометричних коефіцієнтів до аналогічного добутку для вихідних речовин цієї реакції.

Константа швидкості реакції - коефіцієнт пропорційності в кінетичному рівнянні закону діючих мас.

Молекулярність реакції - число частинок, що приймають участь у елементарному акті хімічної взаємодії.

Молекулярний механізм реакції - проходження реакції з проміжною участю молекул (атомів) у елементарному акті реакції.

Необоротна реакція - реакція, яка проходить лише в прямому напрямку в результаті якої утворюються продукти, що не взаємодіють між собою.

Оборотна реакція - реакція, що проходить при заданій температурі в двох протилежних напрямках з вимірюваними швидкостями.

Порядок реакції (окремий) - показник степеня при концентрації речовин в диференційному кінетичному рівнянні. Сумарний порядок реакції - сума порядків всіх реагентів.

Радикал - частинка, що має неспарений електрон і утворилась при гомолітичному розриві зв’язку.

Радикальний механізм реакції - проходження реакції з проміжною участю радикалів в елементарному акті реакції.

Швидкість гетерогенної реакції - кількість речовини, що реагує (утворюється) за одиницю часу на одиниці поверхні розділу фаз.

Швидкість гомогенної реакції - кількість речовини, що реагує (утворюється) за одиницю часу в одиниці реакційного об’єму.

Сорбція - загальна назва процесу, в якому проходить поглинання речовини одної фази речовиною іншої фази.

Середня швидкість реакції - зміна кількості речовини, що приймає участь в реакції за одиницю часу.

Хімічна кінетика - розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій, залежність швидкості реакцій від різних факторів, а також механізм проходження реакції.

Хімічна рівновага - рівновага в хімічній системі, коли при незмінних зовнішніх умовах здійснюється рівність швидкостей прямих і обернених хімічних реакцій.

Енергія активації - мінімальна надлишкова (по відношенню до середньої) енергія реагуючих частинок, достатня для здійснення хімічної взаємодії.

Ефективне зіткнення - зіткнення реагуючих молекул, що приводить до утворення активованого комплексу.

Гетерогенна система - система, що складається з двох, або більшого числа фаз.

Гомогенна система - система, що складається із однієї фази.

Фаза - сукупність однорідних частин системи, що відділені від інших частин системи поверхнею розподілу.

Система (термодинамічна) - сукупність тіл (речовин), які фізично (уявно) відділені від навколишнього середовища.

Приклад 2. Що відбувається з хімічними зв’язками під час хімічних реакцій різних систем з точки зору хімічної кінетики?

Відповідь:Хімічні реакції зводяться до розриву зв’язків у

вихідних речовинах і виникненню нових зв’язків у продуктах реакції. При цьому загальне число атомів кожного елемента до та після реакції залишається постійним. Оскільки утворення зв’язків проходить з виділенням, а розрив - з поглинанням енергії, хімічні реакції супроводжуються енергетичним ефектом. Очевидно, якщо зв’язки, які розриваються у вихідних речовинах менш міцні, ніж ті, що утворюються в продуктах реакції, то енергія виділяється, і навпаки. Як правило, енергія виділяється та поглинається у формі теплоти.

Зі швидкістю хімічних реакцій зв’язані уявлення про перетворення речовин, а також економічну ефективність їх одержання в промислових масштабах. Вчення про швидкість хімічних реакцій та їх механізм називається хімічною кінетикою. Дослідження кінетики хімічних процесів має не

тільки теоретичний, але й практичний інтерес. Необхідність врахування кінетичного фактору при розгляді хімічних реакцій можна побачити на прикладі водню та кисню. Незважаючи на те, що реакція:

2 H2(г) + O2(г) = 2 H2O(г)може проходити самостійно, за звичайних умов водень та кисень між собою не реагують, а їх суміш може зберігатися будь-який час. При наявності каталізатора або при нагріванні до 7000С суміш реагує дуже швидко, а інколи навіть з вибухом.

Розглядаючи питання хімічної кінетики, треба розрізняти гомогенні та гетерогенні реакції. Гомогенною називається система, що складається з однієї фази, відповідно реакції, що в ній відбуваються - гомогенні.

Гетерогенна система - система, що складається з декількох фаз, і відповідні реакції - гетерогенні, тобто ті, що відбуваються в неоднорідному середовищі між речовинами, які перебувають у різних фазах (газ та рідина, кристал та рідина, тощо). Якщо гомогенні реакції відбуваються у всьому об’ємі системи, то перебіг гетерогенних реакцій можливий лише на поверхні розділу фаз.

Фаза - частина системи відділена від інших поверхнею розділу, при переході через яку властивості речовини змінюються.

Прикладами гомогенних реакцій є будь-які газові суміші (всі гази при не дуже великих тисках необмежено розчиняються), наприклад суміш азоту з киснем (повітря); розчин декількох речовин у одному розчиннику, наприклад розчин натрій хлориду, магній сульфату, азоту і кисню у воді. У кожному з цих випадків система складається лише з однієї фази: з газової чи рідкої. Гетерогенні системи - вода з льодом, насичений розчин з осадом, тверді частинки вугілля і сірки в атмосфері повітря. У всіх цих випадках в системі в наявності як мінімум дві фази.

Приклад 3. Що характеризує інтенсивність хімічного процесу?

Відповідь:Швидкість хімічних реакцій характеризує

інтенсивність хімічного процесу, тобто число елементарних актів взаємодії або розкладання за одиницю часу в одиниці об’єму (для гомогенних реакцій) або на одиницю поверхні поділу фаз (для гетерогенних реакцій).

Для гомогенних процесів, що відбуваються без зміни об’єму, швидкість хімічної реакції визначають як зміну концентрацій реагуючих речовин або продуктів реакції за одиницю часу. Зміна концентрацій дорівнює різниці між концентрацією С2, що відповідає моменту часу 2, та початковою концентрацією С1 в момент часу 1. Тоді середня швидкість реакції дорівнює:

Чим менший проміжок часу , тим менша зміна концентрацій с і тим ближче відношення с/ до істинної швидкості хімічної реакції. Точним математичним виразом істинної швидкості реакції є перша похідна від концентрації за часом, оскільки концентрації речовин у хімічному процесі змінюються безперервно.

Рисунок 8.1 - Зміна концентрації С реагуючих речовин (а) та продуктів реакції (б).

Оскільки швидкість хімічних реакцій завжди додатна та характеризується зміною концентрацій реагуючих речовин (С2С1), то величина с (dc) буде від’ємна і відношення

у формулах треба буде брати зі знаком „мінус”.

Якщо швидкість реакції визначають за зміною концентрації одного з продуктів реакції, то величина с (dc) додатна і

відношення у формулі треба брати зі знаком

„плюс”. Одиниця вимірювання швидкості хімічної реакції - моль/м3с (гомогенна), моль/м2с (гетерогенна). Істинна швидкість реакції дорівнює тангенсу кута нахилу дотичної до кривої залежності концентрації від часу (див рис. 8.1) V = tg α. Значення швидкості, розраховані за зміною концентрацій вихідних речовин або продуктів реакції можуть бути різними, якщо всі коефіцієнти в рівнянні реакції не дорівнюють одиниці. Так, швидкість реакції: H2+I2 = 2HI виміряна за зміною концентрації НI, вдвоє більша за швидкість виміряну за зміною концентрації водню або йоду. Справді,

t1 t2 час(t) t1 t2 час(t)

концентрація HI більша за концентрацію водню в два рази,

тому . Слід мати на увазі, що швидкість

реакції може бути тільки додатною: якщо аналізувати швидкість реакції за зміною концентрації продуктів реакції, знак „мінус” у формулі не ставлять.

Коли говорять про зміну концентрації однієї з реагуючих речовин, не має значення, яку з них мають на увазі: всі вони зв’язані між собою рівнянням реакції, і по зміні концентрації однієї речовини можна судити про зміну концентрації інших речовин. Якщо, наприклад, вихідна концентрація однієї з реагуючих речовин складала 1 моль/л, а через 4 с від початку реакції вона стала 0,6 моль/л, тоді середня швидкість буде рівна (1 - 0,6)/4 = 0,1 моль/лс.

Наведемо приклад гомо- та гетерогенних реакцій: зливання і перемішування розчинів сульфатної кислоти та натрій тіосульфату призводить до помутніння, що є наслідком появи сірки, спостерігається по всьому об’єму розчину:

H2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓Розчинення металу в кислоті Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

може проходити тільки на поверхні поділу фаз, що утворюють систему, тобто на поверхні металу, де проходить зіткнення реагуючих речовин. Швидкість хімічних реакцій залежить від природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, наявності каталізатора і деяких інших зовнішніх факторів.

Приклад 4. Вкажіть які фактори впливають на швидкість реакції. Сформулюйте закон діючих мас.

Відповідь:Необхідною умовою перебігу хімічної реакції між

двома речовинами є зіткнення їхніх молекул. Швидкість хімічної реакції залежить від числа таких зіткнень в одиниці

об’єму. Ймовірність зіткнення взаємодіючих молекул для гомогенної реакції пропорційна концентрації реагуючих речовин. Звідсіля, на основі багатого експериментального матеріалу сформульовано основний закон хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях, які дорівнюють коефіцієнтам, що стоять перед їх формулами у відповідному рівнянні реакції.

Ця закономірність має назву закону діючих мас і відкрита російським вченим М. М. Бекетовим та норвезькими вченими К. Гульдбергом та П. Вааге.

Для взаємодії двох молекул, наприклад водню та йоду, H2 + I2 = 2HI закон діючих мас (ЗДМ) у математичній формі має вигляд:

Для реакції: 2NO + O2 = 2NO2,

Для загальної реакції aA + bB = cC + dD швидкість дорівнює: V= kCA

aCBb = k [A]a[B]b.

Величина k у рівнянні є коефіцієнтом пропорційності між швидкістю та концентрацією і називається константою швидкості реакції.

Неважко встановити фізичний зміст константи швидкості k: вона чисельно рівна швидкості реакції, якщо концентрації відповідних речовин рівні одиниці, або коли їх добуток рівний одиниці; константа швидкості при сталій температурі є величина стала і характеризує природу реагуючих речовин, тобто вона залежить від температури але не залежить від концентрації.

Рівняння, що зв’язує швидкість реакції з концентрацією реагуючих речовин називається кінетичним рівнянням реакції. Якщо дослідним шляхом визначене кінетичне рівняння реакції, тоді з його допомогою можна

обчислити швидкості при інших концентраціях тих же речовин.

Основний закон хімічної кінетики не враховує реагуючі речовини, що знаходяться в твердому стані, оскільки їх концентрації постійні, і вони реагують лише на поверхні.

Так, наприклад, для реакції горіння вугілля С+О2

= СО2 ЗДМ запишеться: тобто швидкість реакції пропорційна тільки концентрації кисню. Постійними величинами в гетерогенному процесі є концентрація твердої фази та площа поверхні твердої фази (вугілля), добуток постійних величин позначений у рівнянні через k’.

Для узагальнення матеріалу складемо дані рівняння швидкості реакцій:

Хімічне рівняння Cистема Кінетичне рівняння

H2(г) + I2(г)= 2HI(г) гомогенна

V = k[H2][I2],де [H2] =

- концентрація, моль/л

N2(г) + 3H2(г)= 2NH3 гомогенна V = k[N2][H2]3

Fe(т) + 3Cl2(г) = = 2FeCl3(т) гетерогенна V = k[Cl2]3

S(т) + O2(г) = SO2(г) гетерогенна V = k[O2]

Сума показників степенів у рівнянні швидкості хімічної реакції (кінетичне рівняння) є важливою характеристикою механізму процесу і називається порядком хімічної реакції.

Розрізняють реакції першого порядку, наприклад:

N2O5 = 2NO2 + 1/2 O2 V = kCреакції другого порядку, наприклад:H2 + I2 = 2HI V = kC2; V = kC1C2

реакції третього порядку, наприклад:2NO + O2 = 2NO2 V = kC3; V = kC1

2C2

Для характеристики механізму реакцій застосовують поняття молекулярності реакції (вивчають в наступних курсах хімії).

Підвищення температури реагуючих речовин внаслідок збільшення швидкості молекул зумовлює зростання загальної енергії системи і, відповідно, збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівнозначно зростанню швидкості хімічної реакції.

Приклад 5. Яку роль в хімічних процесах відіграє енергія активації.

Відповідь:Умовою елементарного акту взаємодії є зіткнення

частинок реагуючих речовин. Проте не кожне зіткнення може спричинити хімічну взаємодію. Хімічна взаємодія передбачає перерозподіл електронної густини, утворення нових хімічних зв’язків і перегрупування атомів. Отже, крім зіткнення, енергія реагуючих частинок має бути більшою за енергію відштовхування (енергетичний бар’єр) між їхніми електронними оболонками. Внаслідок перерозподілу енергії частина молекул у системі завжди має певний надлишок енергії порівняно з середньою енергією молекул. Тому вони можуть подолати хімічний бар’єр та вступити в хімічну взаємодію. Такі реакційно здатні молекули дістали назву активних молекул. Різниця між середньою енергією системи та енергією, необхідною для перебігу реакції називається енергією активації реакції. Вона потрібна для подолання енергетичного бар’єру.

Наявність енергетичного бар’єру призводить до того, що багато реакцій, які цілком можуть проходити, самовільно не починаються. Наприклад, вугілля, деревина, нафта, які можуть горіти на повітрі за звичайних умов не займаються. Це пов’язано з великою енергією активації реакцій окиснення. Підвищення температури збільшує кількість активних молекул, і тому дедалі більше молекул кисню, вугілля деревини та нафти набувають необхідного запасу енергії для початку реакції. При певній температурі швидкість реакції досягає певної величини і починається реакція горіння. Отже, під час хімічного процесу перехід системи вихідних речовин з енергетичним станом Евих у енергетичний стан продуктів реакції Епр здійснюється через енергетичний бар’єр, який дорівнює енергії активації системи Еакт. При цьому тепловий ефект реакції Н = Епр - Евих (Н - тепловий ефект реакції, ентальпія системи або її теплоємність). Позитивна величина зміни ентальпії Н відповідає зменшенню ентальпії, або виділенню теплоти системою.

Отже, залежність зміни швидкості реакції з зміною температури пояснює теорія активації. Згідно неї в хімічну взаємодію вступають тільки активні молекули, що володіють енергією, достатньою для проходження даної реакції. Один із способів активації - збільшення температури, що приводить до збільшення кількості активних молекул, які вступають у взаємодію.

Енергія, яку необхідно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб вони перетворилися в активні, називається енергією активації.

Її визначають дослідним шляхом, позначають символом Еа та виражають в кДж/моль. Так, наприклад, для реакції водню з йодом H2(г) + I2(г) = 2HI(г), Еа = 167.4 кДж/моль. Енергія активації Еа залежить від

природи реагуючих речовин та служить характеристикою кожної реакції.

Вищезгадані теоретичні міркування можна пояснити на рис. 8.2.

- активований комплекс

Еа - енергія активації прямої реакції, Еа’ -

енергія активації зворотної реакціїНпоч – енергія вихідного стану (вихідні речовини)Нкін – енергія кінцевого стану (продукти реакції)

Рисунок 8.2 - Зміна енергії активації реагуючої системи.

На цьому рисунку зазначено проходження реакції А2 + В2 = 2АВ з точки зору теорії активації. Вісь ординат характеризує потенціальну енергію системи, вісь абсцис - хід реакції: вихідний стан → перехідний стан → кінцевий стан. Щоб реагуючі речовини А2 і В2 утворили продукт реакції АВ, вони повинні подолати енергетичний бар’єр С (див. рис. 8.2). На це затрачується енергія активації Еа, на значення якої

Нпоч.

Нкін.

збільшується енергія системи. При цьому в ході реакції з частинок реагуючих речовин утворюється нестійкий комплекс, що називається перехідним станом або активованим комплексом (в точці С), наступний розпад якого приводить до утворення кінцевого продукту АВ. Механізм реакції записується схемою:

А

А

В

В

А А

ВВ

А

В

А

В

Якщо при розпаді активованого комплексу виділяється енергія більша, ніж необхідно для активації частинок, така реакція екзотермічна. Прикладом ендотермічної реакції може служити зворотній процес - утворення з речовини АВ речовин А2 і В2: 2АВ = А2 + В2. В цьому випадку процес проходить через також через утворення активованого комплексу, але енергія активації більша, ніж для першого процесу: Еа’ = Еа + Н (Н - тепловий ефект реакції). Для проходження ендотермічної реакції необхідний підвід енергії ззовні.

Швидкість реакції безпосередньо залежить від значення енергії активації: якщо вона мала, то за певний проміжок часу проходження реакції енергетичний бар’єр долає більша кількість частинок, і швидкість реакції висока. Якщо енергія активації велика, тоді реакція проходить повільно.

При взаємодії йонів енергія активації мала, і йонні реакції проходять з великою швидкістю (практично зразу). Саме енергія активації затримує або робить неможливими багато реакцій, які можуть відбуватись самовільно з погляду термодинаміки.

Якби енергія активації була б рівна нулю (Еа = 0), то в природі відбувалося б безліч реакцій. Так, вугілля і нафта при

контакті з повітрям загорілися б, азот повітря та вода утворили б розчин азотної кислоти, живі клітини зруйнувалися б внаслідок гідролізу.

Отже, існування багатьох молекул кристалічних речовин і навіть живих клітин можливе лише тому, що процеси їхнього перетворення та руйнування пов’язані з подоланням значного енергетичного бар’єру.

Приклад 6. Чому швидкість реакції залежить від температури? Відповідь обґрунтуйте.

Відповідь:Підвищення температури реагуючих речовин внаслідок

збільшення швидкості молекул зумовлює зростання загальної енергії системи і, відповідно, збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівнозначно зростанню швидкості хімічної реакції. Експериментально встановлено, що залежність швидкості хімічної реакції від температури можна виразити у вигляді емпіричного правила Вант-Гоффа: підвищення температури на кожні 10 градусів збільшує швидкість реакції в 2-4 рази.

Правило є наближеним та застосовується лише для орієнтовної оцінки впливу температури на швидкість реакції. Температура впливає на швидкість реакції, збільшуючи константу швидкості (тобто коефіцієнт пропорційності); крім того швидкість реакції залежить від енергії активації. Нагадаємо, що константа швидкості (k) залежить від природи реагуючих речовин та від температури, але не залежить від їх концентрації.

Математично правило Вант-Гофа виражається наступним чином:

де Vt1, Vt2 - швидкості реакції відповідно при початковій (t1) та кінцевій (t2) температурах, а - температурний

коефіцієнт швидкості реакції, що показує в скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на 100С. ( = 2 - 4).

Вплив температури та енергії активації на швидкість реакції можна виразити за допомогою залежності константи швидкості реакції k від температури Т і енергії активації Еакт:

де А - множник Арреніуса, пропорційний числу зіткнень молекул. Якщо концентрації реагуючих речовин рівні 1 моль/л, то рівняння Арреніуса дає змогу виразити залежність швидкості реакції від температури:

Оскільки в рівнянні температура входить у показник степеня, то швидкість хімічних реакцій значною мірою залежить від температури.

Приклад 7. Оборотні та необоротні реакції. Хімічна рівновага. Принцип Ле - Шательє

Відповідь:Всі хімічні реакції можна розбити на дві групи:

оборотні та необоротні. Реакції, що проходять тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних речовин в кінцеві продукти називаються необоротними.

Прикладом такої реакції може служити розклад калій хлорату (бертолетової солі) при нагріванні:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Вказана реакція проходить до кінця, тобто до тих пір, поки весь калій хлорат не перетвориться в калій хлорид та кисень. Необоротних реакцій не так багато, більшість оборотні. Оборотними називають такі реакції, які одночасно проходять у двох протилежних напрямках, тобто в прямому та зворотному.

Наприклад синтез аміаку з водню та азоту :3H2 + N2 ↔ 2NH3, Н = -46,2 кДж/мольУ промисловості оборотні реакції, як правило,

невигідні. Різними методами (зміною температури, тиску та концентрацій вихідних речовин) їх перетворюють в практично необоротні.

До оборотних реакцій належить наприклад взаємодія кисню з воднем:

2Н2 + О2 ↔ 2Н2О.Справді, при температурі 800 - 15000С кисню з воднем

утворюють воду, взаємодіючи досить бурхливо. При температурах 3000 - 40000С навпаки, вода розкладається з утворенням вихідних речовин. Взаємодія йоду з воднем Н2 + I2 ↔ 2HI відбувається при температурі 300 - 4000С. При такій самій температурі можлива і зворотна реакція розкладу йодоводню. В наведених прикладах можна визначити швидкості прямої та зворотної реакції. Є також умови, за яких одночасно відбувається пряма та зворотна реакції. Проте відомі процеси, для яких визначити швидкість зворотної реакції неможливо, і тому можна лише говорити про оборотність процесу. Необоротними називають такі реакції при проходженні яких:

Продукт, який утворюється, виходить зі сфери реакції - випадає осад, виділяється газ, наприклад:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClNa2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

Утворюються малодисоційовані сполуки, наприклад вода:HCl + NaOH = NaCl + H2O

Реакція супроводиться великим виділенням енергії, наприклад горіння магнію:

Mg + 1/2 O2 = MgO, Н = -602 кДж/моль.У рівняннях необоротних реакцій між лівою та правою

частинами ставиться знак рівності, або стрілка.

Хімічна рівновагаОборотні реакції не доходять до кінця, і закінчуються

встановленням хімічної рівноваги. Наприклад, в реакції синтезу аміаку рівновага наступає тоді, коли в одиницю часу утворюється стільки ж молекул аміаку, скільки їх розпадається на азот та водень.

Значить: хімічну рівновагу можна визначити як такий стан системи реагуючих речовин, при якому швидкості прямої та оберненої реакції рівні між собою.

В стані прямої та оберненої реакції не зупиняються. Така рівновага називається динамічною і в реагуючій суміші видимих змін не проходить: концентрації всіх речовин - як вихідних так і тих, які утворюються, залишаються виключно постійними. Концентрації реагуючих речовин, що встановлюються при хімічній рівновазі називаються рівноважними. Вони позначаються формулами реагуючих речовин, взятих у квадратні дужки, наприклад: [H2], [N2], [NH3], тоді як нерівноважні концентрації позначаються так:

(рис. 8.3).

Ср – рівноважна концентрація (концентрація компонентів у стані рівноваги).А – зменшення концентрації вихідних речовин.В – збільшення концентрації продуктів реакції.

Рисунок 8.3 – Залежність концентрації від часу в стані хімічної рівноваги.

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги служить величина, яка називається константою хімічної рівноваги. Розглянемо її на прикладі:

H2 + I2 ↔ 2HI.Згідно закону діючих мас швидкості прямої та

зворотної реакцій виражаються рівняннями:V1 = k1[H2][I2]; V2 = k2[HI]2.

При рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, звідки:

k1[H2][I2] = k2[HI]2, або k1/k2 = [HI]2/[H2][I2]Відношення констант швидкості прямої та зворотної

реакцій також є константа і називається константою рівноваги даної реакції (K): k1/k2 = K.

У кінцевому плані: k = [HI]2/[H2][I2].У правій частині цього рівняння знаходяться ті

концентрації взаємодіючих речовин, які встановлюються при рівновазі - рівноважні концентрації. Ліва частина рівняння є величиною постійною при постійній температурі. Можна сказати, що у загальному випадку для оборотної реакції:Aa + bB + … ↔ p P + qQ + … константа виражається рівнянням:

Великі букви позначають формули речовин, а маленькі - коефіцієнти у рівняннях реакцій.

Таким чином, при постійній температурі константа рівноваги оборотної реакції являє собою постійну величину, що показує співвідношення між концентраціями продуктів

реакції (чисельник) та вихідних речовин (знаменник), що встановлюється при рівновазі.

У випадку гетерогенних реакцій у вираз константи рівноваги вносять концентрації лише тих речовин, які знаходяться в твердій або рідкій фазі.

Виходячи з виразу константи рівноваги, незалежно від початкових концентрацій, рівновага в системі встановлюється завжди при тому самому співвідношенні концентрацій продуктів реакції та реагуючих речовин. Це співвідношення не залежить від того, які речовини беруть за вихідні, наприклад: H2 + I2 або HI.

Отже, константа рівноваги залежить не від концентрації речовин, а від їх природи та температури реакції. У вираз константи хімічної рівноваги, як і у вираз константи швидкості, концентрації входять у степенях, які рівні стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції, воно є одним із виразів закону діючих мас.

На стан хімічної рівноваги впливає концентрація реагуючих речовин, температура, а для газоподібних - і тиск. При зміні одного з цих параметрів рівновага порушується, і концентрація всіх реагуючих речовин змінюється до тих пір, поки не встановиться нова рівновага, але вже при інших значеннях рівноважних концентрацій. Подібний перехід реакційної системи від одного стану рівноваги до другого називається зміщенням (зсувом) хімічної рівноваги. Якщо при зміні умов збільшується концентрація кінцевих речовин, тоді кажуть про зміщення рівноваги в сторону продуктів реакції. Якщо ж збільшується концентрація вихідних речовин, рівновага зміщується в сторону їх утворення.

Приклад 8. Сформулюйте принцип Ле-Шательє. Як впливають зовнішні фактори на хімічну рівновагу ?

Відповідь:

Стан хімічної рівноваги за сталих умов може зберігатися будь-який час. Проте при зміні умов рівноваги (температури, тиску, концентрації) стан рівноваги порушується. Зміна зовнішніх факторів по різному впливає на швидкості прямої та зворотної реакцій, тобто швидкість однієї буде більша, ніж другої. Внаслідок цього хімічна рівновага зміститься в той чи інший бік. Через деякий час в системі знову встановиться рівновага, але вже за інших умов.

Характер зміни рівноваги залежно від зовнішніх факторів можна визначити за принципом Ле-Шательє. Цей принцип, відкритий у 1882 р. французьким вченим Ле-Шательє, формулюється так: якщо на систему, що перебуває в рівновазі, подіяти зовнішнім фактором (зміною концентрації, температури, тиску), то рівновага зміститься у напрямку процесу, який зменшить цю дію.

Розглянемо принцип Ле-Шательє на прикладі рівноважної системи

3H2 + N2 ↔ 2NH3, Н = -42,6 кДж.Якщо до суміші речовин, які перебувають у стані

рівноваги, додати певну кількість водню або азоту, то швидкість прямої реакції збільшиться. Збільшення швидкості прямої реакції призведе до зменшення кількості реагуючих речовин (N2 та H2) і збільшення концентрації NH3. Система, з одного боку, зреагувала на зовнішній вплив. З другого - збільшення концентрації NH3 призведе до збільшення швидкості зворотної реакції, яке відбуватиметься доти, поки швидкість зворотної реакції не зрівняється із швидкістю прямої реакції, тобто в системі знову настає стан рівноваги, але вже за нових умов, а саме, при вищих швидкостях реакцій.

Вплив тиску на стан рівноваги можна проаналізувати, розглянувши зміну об’єму речовин в реакції синтезу аміаку. З рівняння реакції видно, що з чотирьох молекул реагуючих речовин (3H2 + N2) утворюється дві молекули NH3, тобто синтез аміаку відбувається зі зменшенням об’єму.

Підвищення тиску для газоподібних систем зумовлює пропорційне зменшення об’єму, що відповідає збільшенню концентрацій речовин. Оскільки відносне збільшення концентрацій реагуючих речовин у реакції синтезу аміаку перевершуватиме збільшення концентрацій продуктів реакції, то рівновага зміститься в бік реакції, яка призводить до зменшення об’єму системи.

У реакціях, що відбуваються без зміни об’єму або в яких не беруть участі газоподібні речовини, зміна тиску не викликає зміщення рівноваги.

Підвищення температури зазначеної системи спричиняє зміщення рівноваги в бік зворотної реакції, оскільки розклад аміаку призводить до поглинання теплоти. Каталізатор не впливає на стан рівноваги, однаково прискорюючи як пряму, так і зворотну реакції. Тобто каталізатор прискорює встановлення рівноваги, не впливаючи на рівноважні концентрації речовин.

На основі аналізу зазначених прикладів можна сформулювати ряд загальних положень, які випливають із принципу Ле-Шательє, а саме: при підвищенні температури рівновага системи, що перебуває у стані рівноваги, зміщується у напрямку ендотермічної реакції, а при зниженні - у напрямку екзотермічної.

Підвищення тиску призводить до зміщення рівноваги в бік утворення тих речовин, які займають менший об’єм. Якщо об’єм системи не змінюється, то тиск невпливатиме на стан рівноваги.

Принцип Ле-Шательє справедливий не тільки для хімічних процесів, він має загальнонаукове значення і поширюється на всі процеси, що перебувають в стані динамічної рівноваги.

Принцип Ле-Шательє має велике практичне значення, особливо для хімічної промисловості. Наприклад, при синтезі NH3 підвищення температури зменшує вихід аміаку, тобто для

підвищення виходу його реакцію треба проводити при низьких температурах. Проте стан рівноваги при цьому завдяки дуже малій швидкості встановлюється за такий великий проміжок часу, що практичне використання реакції буде неможливим. Тому синтез NH3 проводять при високій температурі (450-6000С), а для прискорення рівноваги застосовують каталізатор. В той же час при атмосферному тиску вихід аміаку становить всього 1%. Промислове використання реакції синтезу аміаку стало можливим лише при застосуванні високого тиску, який у 300-1000 разів перевищує атмосферний, зміщуючи рівновагу в бік підвищення вмісту NH3 до 30%. При такому виході процес синтезу аміаку стає придатним для промислового використання.

Приклад 9. Записати вираз рівняння швидкості для прямої реакції: а) N2(г) + 3H2/г/ = 2NH3/г/; б) CaCO3/к/ → CaO/к/ + CO2/г/

Відповідь:а) V = k[N2][H2]3

б) оскільки карбонат кальцію тверда речовина і концентрація його в процесі реакції не змінюється, вираз рівняння швидкості матиме вигляд: V = k, тобто швидкість реакції за певної температури стала.

Приклад 10. Як зміниться швидкість реакції2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г), якщо об’єм, у якому відбувається реакція збільшити в два рази?

Відповідь:Згідно закону діючих мас швидкість V до зміни об’єму

рівна:V = k[CO]2[O2].

Якщо збільшити об’єм у два рази, то концентрація кожної з реагуючих речовин зменшиться у два рази. При нових концентраціях швидкість прямої реакції (V’) буде:

V’ = k[1/2CO]2[1/2O2] = 1/8k[CO]2[O2].Значить, швидкість прямої реакції зменшиться у 8 разів.

Приклад 11. Як зміниться швидкість реакціїFe2O3(к) + 3H2(г) =2Fe(к) + 3H2O(г), якщо початковий тиск в системі збільшити в два рази?

Відповідь:До зміни тиску в системі швидкість реакції V = k[H2]3

(від концентрації твердої речовини швидкісь реакції не залежить). При збільшенні тиску у три рази концентрація реагуючих речовин також збільшиться у три рази. При нових концентраціях швидкісь реакції V’ = k[3H2]3 = 27k[H2]3. Швидкість реакції зросте в 27 разів.

Приклад 12. Як зміниться швидкість прямої реакції2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г), якщо тиск збільшити в три рази?

Відповідь:Припустимо, що в початковий момент до підвищення

тиску концентрації реагуючих речовин наступні: [СО] = а, [О2] = b. Швидкість реакції до підвищення тиску визначаємо згідно закону діючих мас:V = k[CO]2[O2] = ka2b. Згідно рівняння Менделєєва-Клапейрона підвищення тиску в три рази приводить до підвищення концентрації кожного компоненту в три рази.

Таким чином, після підвищення тиску концентрації реагуючих речовин стануть рівними: [СО] = 3а, [О2] = 3b.Швидкість реакції після підвищення тиску

V’ = k[CO][O2] = k(3a)23b = 27a2b.

Отже, при підвищенні тиску в три рази швидкість даної реакції збільшиться в 27 раз.

Приклад 13. Користуючись рівнянням Вант - Гоффа розрахувати за який час закінчиться хімічна реакція при 1000С, якщо при 00С вона закінчилася за 10 хв. Температурний коефіцієнт реакції рівний 3.

Відповідь:

. Зі збільшенням температури

на1000С хімічна реакція прискориться в 59000 разів. Якщо при 00С вона закінчилася за 10 хв. то при 1000С вона закінчиться за 600/59000 = 0,01 с.

Приклад 14. У скільки разів збільшиться швидкість реакції при збільшенні температури з 50 до 900С? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,5.

Відповідь:

;

Приклад 15. Розрахувати у скільки разів збільшиться швидкість хімічної реакції, що протікає в газовій фазі, за умови збільшення температури від 30 до 700С. Температурний коефіцієнт реакції рівний 2.

Відповідь:Залежність швидкості реакції визначається за правилом

Вант-Гоффа:

; .

Отже швидкість хімічної реакції збільшиться в 16 разів.

Приклад 16. Як зміниться швидкість реакції у газовій фазі при зменшенні температури на 300С, якщо температурний коефіцієнт реакції рівний 3.

Відповідь:

; .

Отже швидкість хімічної реакції зменшиться в 27 разів.

Приклад 17. Реакція при температурі 500С відбувається за 2 хв. 15 с. за який час закінчиться ця реакція при 700С, якщо в даному температурному інтервалі температурний коефіцієнт реакції рівний 3.

Дано: t1 = 50 0C, t2 = 70 0C, 1 = 135 c, = 32 = ?

Відповідь:

1) За формулою обчислюємо, у скільки разів

збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури від 500С до 700С:

2) Відповідно до визначення швидкості , де с(А) –

молярна концентрація – кількість речовини, що міститься в одиниці об’єму, моль/м3с.

; .

Оскільки при обох температурах t1 та t2 однакова, маємо:

3) Визначаємо час, за який відбувається реакція при температурі 700С:

.

Приклад 18. Константа рівноваги гомогенної системи CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г) при 8500С дорівнює 1. Розрахувати рівноважні концентрації всіх речовин, якщо відомо, що вихідні концентрації: [CO]вих. = 3 моль/л, [H2O]вих. = 2 моль/л.

Відповідь:

.

В умові задачі дано вихідні концентрації, а у вираз константи рівноваги входять тільки рівноважні концентрації всіх речовин. Припустимо, що в момент рівноваги [CO2]рівн. = x моль/л. Число моль водню в момент рівноваги також буде х моль/л. Тоді [CO] буде (3-х) моль/л, а [H2O] буде (2-х) моль/л. Підставивши ці значення концентрацій в

рівняння константи рівноваги одержимо: ; x2

= 6 - 5x + x2; 5x = 6; x = 1,2 моль/л.Таким чином концентрації реагуючих речовин будуть:[CO2] = 1,2 моль/л[H2] = 1,2 моль/л[CO] = 1,8 моль/л[H2O] = 0,8 моль/л.

Приклад 19. Реакція протікає за рівнянням: N2 + H2 = 2NH3. Концентрації реагуючих речовин :

[N2] = 0,8 моль/л[H2] = 1,5 моль/л[NH3] = 0,1 моль/л.

Обчислити концентрацію водню та аміаку в момент, коли [N2] = 0,5 моль/л.

Відповідь:Концентрація азоту зменшилася на 0,8 - 0,5 = 0,3

моль/л. З рівняння видно, що з одного моля N2 утворюється 2 молі NH3.З 1 моля N2 утворюється 2 молі NH3

З 0,3 моля N2 утворюється х моль NH3.х = 0,6 моль/л.Значить [NH3] = 0,1 + 0,6 = 0,7 моль/л.Якщо прореагує 1 моль N2 то водню прореагує 3 мольЯкщо прореагує 0,3 моль N2 то водню прореагує х моль.х = 0,9 моль.Концентрація водню зменшиться на 0,9 моль/л. Значить H2

залишиться 1,5 - 0,9 = = 0,6 моль/л.

Приклад 20. Визначити початкову швидкість реакції з константою швидкості прямої реакції k в розчині, одержаному змішуванням 2 л 0,6М розчину СН3СООН і 3 л 1М розчину NH4OH.

Відповідь: Рівняння хімічної реакції наступне:

NH4OH + CH3COOH ↔ NH4CH3COO + H2O.Згідно з законом діючих мас вираз швидкості реакції

Vпр = k[NH4OH][CH3COOH].Для визначення швидкості реакції необхідно знати величину концентрації речовин NH4OH та CH3COOH в момент їх змішування. Для цього визначимо об’єм суміші двох розчинів:

Vзаг = V1 + V2 = 2 + 3 = 5 л.

Знаючи, що у вихідному розчині оцтової кислоти міститься 0,62 = 1,2 моль, знаходимо її концентрацію в суміші:[CH3COOH] = 1,2моль/5л = 0,24 моль/л.

У вихідному розчині гідроксиду амонію міститься 13 = 3 моль, значить концентрація його в суміші:

[NH4OH] = 3моль/5л = 0,6 моль/л.Визначаємо початкову швидкість реакції:

Vпр = k[NH4OH][CH3COOH] = k0,240,6 = 0,144k.

Приклад 21. Поясність, до якого типу належать перелічені нижче хімічні реакції, і поясніть їх суть: а) взаємодія розчину ферум (ІІІ) хлориду з натрій гідроксидом; б) розкладання калій хлорату при нагрівання; в) окиснення сульфур (IV) оксиду; г) розкладання кальцій карбонату при нагріванні; д) взаємодія алюмінію з сіркою. Складіть рівняння цих реакцій.

Відповідь:

а) NaClOHFeNaOHFeCl 33 33 - необоротна обмінна реакція;

б) 23 322 OKClKClO - необоротна окисно-відновна реакція;

в) 322 22 SOOSO - оборотна окисно-відновна реакція;

г) 23 COCaOCaCO - необоротна реакція розкладу;

д) 3232 SAlSAl - необоротна реакція приєднання.

Приклад 22. Які умови впливають на швидкість хімічних реакцій? Наведіть для кожної умови один-два додаткових приклади, складіть рівняння реакцій і обґрунтуйте їх проходження.

Відповідь:1) Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин. Наприклад, галогени по-різному взаємодіють з воднем. Взаємодія фтору з воднем супроводжується вибухом при кімнатній температурі:

HFFH 222 , а йод реагує із воднем тільки при сильному

нагріванні: HIIH 222 .2) Для розчинів і газів швидкість хімічної реакції залежить від концентрації реагуючих речовин. Наприклад, швидкість

реакції азоту з воднем: 322 23 NHHN збільшується з

підвищенням тиску, оскільки концентрація газів прямо пропорційна тиску.3) Для речовин з твердим агрегатним станом швидкість реакції залежить від поверхні реагуючих речовин. Подрібнений цинк скоріше взаємодіє із соляною кислотою:

222 HZnClHClZn

4) При підвищенні температури на кожні 10°С швидкість реакції збільшиться в 2 – 4 рази. Так, при кімнатній температурі залізо не реагує із концентрованою сірчаною кислотою, а при нагріванні розчиняється в ній:

OHSOSOFeSOHFe 2234242 6362 5) Швидкість хімічної реакцій залежить від присутності каталізаторів. Наприклад, залізо не реагує із сухим хлором, але швидко окислюється хлором в присутності вологи:

32 232 FeClClFe

Приклад 23. Амоніак у промисловості одержують з водню та азоту. Нехай початкову концентрацію водню [H2]n взяли 1,2 моль/л, азоту [N2]n=0,3 моль/л. Через деякий час концентрація водню знизилася до 0,6 моль/л. Якою на кінець терміну була концентрація азоту [N2]p?

Відповідь:Дано: 212 ,H n

моль/л 302 ,N n

моль/л 6,02 pH

моль/л

Розв’язок1) Записуємо рівняння реакцій синтезу амоніаку

ггг NHHN 322 23

Знайти: pN2

-?

2) Обчислюємо зменшення концентрації водню внаслідок реакції з азотом:

6021222 ,,HHH pn моль/л=0,6 моль/л

3) На основі рівняння реакції визначають зменшення концентрації азоту

3,0 моль 2H - 1 моль 2N

0,6 моль – х х=0,2 моль

202 ,N моль/л4) Рівноважна концентрація N2 дорівнює початковій мінус знайдене зменшення концентрації 1020302 ,,,N моль/лВідповідь: 0,1 моль/л.

Приклад 24. Як зміниться швидкість реакції

ггг NOONO 22 22 при зменшенні

об’єму реагуючої суміші в 4 рази?Дано:

41 V об’єми12 V

об’єм

Розв’язок:1. Відзначимо, що зменшення об’єму системи пропорційне збільшенню концентрації реагуючих речовин в ній.

Тобто, якщо 11 C

, то 2C є в 4 рази

більшою.

Знайти:

1

2

V

V

-?2. Записуємо вирази для початкової і кінцевої швидкостей реакції

22

1 ONOKV

22 442 ONOKV

3. Обчислюємо відношення цих швидкостей

2

22

2

1

2 416

ONOK

ONOK

V

V

Відповідь: швидкість зросте в 64 рази.

Приклад 25. Визначити вихідні концентрації CO і H2O, коли відомо, що концентрації речовин в момент встановлення рівноваги

гггг HCOOHCO 222

дорівнюють [CO]p=0,4моль/л, [H2O]p=0,3моль/л, [CO2]p=1,2моль/л

Дано: 40,CO p

моль/л 302 ,OH p

моль/л 212 ,CO p

моль/л

Розв’язок:1. Знаходи

мо кількості речовин, що вступили в реакцію в 1л реакційної суміші

а) на 1 моль СO2 витрачається 1 моль CO на 1,2 моль СO2 - ν моль CO.Знайти:

nCO і nOH 2

211

1211,

,CO

мольб) на 1 моль СO2 витрачається 1 моль H2O

на 1,2 моль СO2 - ν моль H2O.

211

12112 ,

,OH

моль H2O 2. Вихідні концентрації речовин

дорівнюють:

а) 6,12,14,0 nCO

моль/л

б) 5121302 ,,,OH n

моль/л

Відповідь: 6,1nCO моль/л; 512 ,OH n

моль/л.

Приклад 26. Рівноважні концентрації речовин у реакції

ггг COClClCO 22 дорівнюють: 3,02 Cl

моль/л; 2,0CO моль/л; 2,12 COCl моль/л. Визначити константу рівноваги.

Відповідь:1. Записуємо вираз для константи рівноваги реакції:

2

2

ClCO

COClK p

2. Обчислюємо константу:

203020

21

,,

,K p

Відповідь: 20pK

.

Приклад 27. У скільки разів зросте швидкість хімічної реакції, якщо температуру газової суміші підвищити від 40С до 80С. Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 4.

Відповідь:Дано:

Ct o401

Ct o802 4

Розв’язок:1. Записуємо загальну формулу для

розрахунку 10

12

12 tt

VV

.2. З формули визначаємо

відношення

25644 410

4080

1

2

V

V

Знайти:

1

2

V

V

- ?

Відповідь: у 256 разів.

Приклад 28. Як вплине на рівноважний стан реакції

ггг SOOSO 322 22

1) підвищення тиску2) зменшення концентрації сульфур (VI)

оксиду?

Відповідь:Під час проходження прямої реакції зменшується

число молекул газоподібних речовин:

322 212 SOмольOмольSOмоль Згідно з принципом Ле Шательє внаслідок підвищення тиску рівновага в системі зміститься в бік зменшення числа молекул газів, тобто у бік зниження тиску – утворення газу SO3. Зменшення концентрації SO3 (виведення продукту реакції із

системи) призведе до зміщення рівноваги у бік утворення 3SO

.

Приклад 29. Дано рівняння реакцій:

QOHOH ггг 222 22

QNHHN ггг 322 23

QNOON ггг 222

2SO2(г) + 2Н2О(г) ↔ 3 О2(г) + 2Н2S(г) - Q В якій бік зміститься рівновага при підвищенні: а) температури; б) тиску?Відповідь:

При підвищенні температури рівновага зміщається в

сторону ендотермічної реакції // Q, а при підвищенні тиску

– в сторону зменшення загального числа молекул газів.

1) QOHOH ггг 222 22

При підвищенні температури рівновага зміститься вправо, а при підвищенні тиску – вліво.

2) QNHHN ггг 322 23

При підвищенні температури рівновага зміститься вліво, а при підвищенні тиску – вправо.

3) QNOON ггг 222

При підвищенні температури рівновага зміститься вправо, а при підвищенні тиску не зміниться, оскільки загальне число молекул газу в реакції не зміниться.

4) QSHOгOHSO ггг 2222 2322

При підвищенні температури рівновага зміститься вправо, а при підвищенні тиску – вліво.

Приклад 30. Яку роль в хімічних процесах відіграють каталізатори?

Відповідь:Збільшувати швидкість реакції можна за допомогою

каталізаторів. Застосовувати каталізатори вигідніше, ніж підвищувати температуру, тим більше, що підвищувати її не завжди можливо. Каталізаторами називаються речовини, які змінюють швидкість хімічних реакцій. Хімічні реакції, які проходять за участю каталізаторів називаються каталітичними.

Сам каталізатор в процесі реакції кількісно та якісно не змінюється (не витрачається та в продукт реакції не входить). Одні каталізатори прискорюють реакцію - позитивний каталіз, інші сповільнюють - інгібітори реакції. Прикладом позитивного каталізу є одержання сульфатної кислоти, окиснення аміаку в азотну кислоту за допомогою платинового каталізатора. Прикладом уповільнення швидкості хімічного процесу є зменшення швидкості розкладу пероксиду водню в присутності невеликої кількості сульфатної кислоти.

Число каталізаторів досить велике, а їх каталітична активність надзвичайно різноманітна. Вона визначається зміною швидкості реакції під впливом каталізатора. Механізм дії каталізаторів різний. Найпоширенішою формою дії каталізатора є утворення проміжних сполук з реагуючими речовинами. Зміна швидкості реакції при цьому пояснюється зменшенням енергії активації. Розрізняють два види каталізу: гомогенний (однорідний) та гетерогенний (неоднорідний) каталіз. При гомогенному каталізі речовини, що реагують утворюють однофазну систему - газоподібну або рідку, між

каталізатором та речовинами, що взаємодіють відсутня поверхня поділу. Наприклад каталітичний розклад пероксиду водню в присутності розчину солей (рідка фаза), окиснення СО в газоподібній фазі за наявності пари води як каталізатора (газова фаза). Добування сірчаної кислоти баштовим методом засноване на гомогенній каталітичній реакції H2SO3 + NO2 = H2SO4 + NO, яка може відбуватися в газоподібній фазі.

При гетерогенному каталізі реагуючі речовини та каталізатор утворюють систему з різних фаз. В цьому випадку між каталізатором і речовинами, які взаємодіють є поверхня розділу, і реакція проходить на цій поверхні, тобто каталізатор утворює самостійну фазу (як правило тверду), де проходять каталітичні процеси. Прикладом гетерогенного процесу є окиснення SO2 до SO3 на поверхні V2O5, окиснення NH3 в присутності платини (газова/тверда фаза), розклад Н2О2 в присутності манган (IV) оксиду (рідка/тверда фаза).

Активність каталізатора залежить від властивостей його поверхні (розміру, хімічного складу, будови та стану), він володіє специфічною дією. Крім каталізаторів, здатних прискорювати лише одну реакцію, є каталізатори, які прискорюють цілу групу реакцій. Наприклад платина, нікель та паладій досить добре каталізують реакції приєднання водню. Залежно від природи каталізатора взаємодію тих самих речовин можна спрямувати у різних напрямках. Так, при наявності Al2O3 метиловий спирт розкладається на H2O та С2Н2, а при наявності залізомідного каталізатора СН3ОН утворює альдегід та водень.

Як уже зазначалось, механізм дії каталізаторів, що прискорюють процес, зводиться до зменшення енергії активації реакції, іншими словами до зниження енергетичного бар’єру. Утворюється активований комплекс з нижчим рівнем енергії і швидкість реакції зростає. Механізм же дії

каталізаторів звичайно пояснюють утворенням проміжних сполук однією з реагуючих речовин.

Каталізатор вступає в хімічну взаємодію з вихідною речовиною, утворюючи нетривку проміжну сполуку. Реакція проходить швидко, оскільки енергія активації цього процесу мала. В подальшому проміжна сполука реагує з другою вихідною речовиною, при цьому каталізатор звільняється і виходить зі сфери реакції. Енергія активації цього процесу також мала і реакція проходить з достатньою швидкістю. Якщо в подальшому сумувати обидва процеси, що проходять одночасно, одержимо кінцеве рівняння реакції, що швидко проходить: реакція, що проходить повільно А + В = АВ.

А + К = АК, де К - каталізатор, АК - комплексАК + В = АВ + КНаведемо конкретний приклад - окиснення SO2 в SO3 з

участю каталізатора NО:2SO2 + O2 = 2SO3 (проходить повільно)2NO + O2 = 2NO2 (проміжна сполука - NO2)

і дальше SO2 + NO2 = SO3 + NOПоверхня каталізатора неоднорідна. На ній є так звані

активні центри, на яких адсорбуються речовини, тобто збільшується концентрація їх на поверхні каталізатора, що призводить до прискорення реакції. Все-таки основною причиною збільшення швидкості реакції є підвищення хімічної активності адсорбованих молекул. Під дією каталізатора у адсорбованих молекул послаблюються зв’язки між атомами, і вони стають реакційно здатнішими. І в цьому випадку реакція прискорюється завдяки зменшенню енергії активації (в тому числі за рахунок утворення поверхневих проміжних сполук).

Деякі речовини знижують або повністю знищують дію твердого каталізатора, тобто є каталітичними отрутами. Наприклад сполуки арсену, меркурію, плюмбуму, ціанисті сполуки, до яких особливо чутливі платинові каталізатори.

Однак є і такі речовини, які підсилюють дію каталізаторів даної реакції, хоча самі не є каталізаторами - так звані промотори.

Роль каталізаторів у хімічному процесі надзвичайно велика. Одержання сульфатної кислоти, синтез аміаку, одержання з твердого вугілля рідкого палива, переробка нафти та природного газу, одержання синтетичного каучуку, пластмас, гідрогенізація жирів - неповний перелік виробництв, де застосовують каталізатори. Особливу роль відіграють біологічні каталізатори - ферменти, за допомогою яких проходять хімічні процеси в рослинних та тваринних організмах.

Задачі для самостійного розв’язування

8.1 У скільки разів збільшиться швидкість реакції Н2(г) + І2 = 2НІ(г), якщо збільшити кількість речовини йоду та водню в реакційній системі удвічі (об’єм постійний)?

(у 4 рази)8.2 На скільки градусів слід підвищити температуру, щоб

швидкість реакції зросла у 27 разів? Температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3

(на 30С)8.3 Концентрація однієї з реагуючих речовин в реакційній

системі через 20 с після початку реакції становила 0,1 моль/л, а через 30 с – 0,02 моль/л. Обчислити середню швидкість цієї реакції.

(швидкість реакції дорівнює 0,008 моль/(л.с))8.4 Обчислити константу рівноваги для оборотної реакції 2NO

+ O2 ↔ 2NO2, якщо рівноважні концентрації реагентів дорівнюють:[NO]=0,056моль/л, [O2]=0,028моль/л, [NO2]=0,044 моль/л.

(Константа рівноваги дорівнює 21)

8.5 Дані рівняння реакцій:

QOHgHgO гTT 222

QOHOH ггг 222 22

В яку сторону зміститься рівновага реакцій при підвищенні : а) температури, б) тиску.

Тема 9 ЕНЕРГЕТИКА ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Приклад 1. Які поняття найчастіше використовуються в термодинаміці (див. додаток Г).

Відповідь:Енергія (термін грецького походження) – це здатність

системи виконувати роботу.Одиниці вимірювання енергії і роботи в системі

СІ – Джоуль (Дж).Видів енергії є багато: світло, теплота, хімічна, ядерна і

т. д. Матерія містить енергію у вигляді двох складових: кінетичну і потенціальну. Кінетична енергія матерії – це енергія на молекулярному рівні. Атоми, йони або молекули у твердому тілі коливаються, переміщуються або обертаються. Кінетична енергія залежить від маси (m) і швидкості (v) і дорівнює 1/2 mv2 .

Потенціальна енергія матерії виникає як результат зміни положення одного атома відносно іншого. Розрив і виникнення нових зв’язків супроводжується зміною потенціальної енергії. Потенціальна енергія – це енергія положення системи по відношенню до центру Землі (або енергії, яку запасло тіло).

Якщо два тіла реагують, наприклад: Ca(тв)+I2(тв) → Ca I2(тв),

то зміна кінетичної енергії незначна, потенціальна енергія змінюється суттєво, так як хімічні зв’язки в продуктах реакції відрізняються від зв’язків реагентів.

Іншою характеристикою матерії є внутрішня енергія (U). Це повна енергія системи (за винятком потенціальної енергії системи в цілому), яка складається з енергії руху молекул, енергії міжмолекулярного зв’язку, енергії руху атомів у молекулах.

Характерною ознакою хімічних перетворень є зміна внутрішньої енергії реагуючих речовин і молекул, яка призводить до виділення або поглинання теплоти, електричного струму, світла та ін. видів енергії.

Наприклад: 1. Згоряння багатьох речовин (вуглецю, метану, ацетилену, сірки, фосфору) відбувається з виділенням теплоти і світла.2. Розкладання більшості оксидів і солей (NaNO3, KMnO4, CaCO3, HgO, MnO2) – з поглинанням теплоти.3. Під час роботи гальванічного елемента енергія хімічної реакції перетворюється в електричну і навпаки, під час електролізу, за рахунок електричного струму можна здійснити розкладання вихідних речовин (з води можна одержати кисень і водень).4. Хімічна енергія перетворюється в механічну під час пострілу різних видів зброї.

Отже, всі хімічні реакції супроводжуються

перетворенням хімічної енергії в інші форми.

Реакційна здатність речовин визначається на основі кількісних критеріїв. Вони пов’язані з двома факторами – термодинамічним і кінетичним.

Термодинамічний фактор пояснює можливість (чи неможливість) здійснення обраного процесу за певних умов, кінетичний розкриває швидкість перебігу реакції від різних умов та шляхи її перебігу (механізм, стадії).

Відповідь на питання про рушійну силу реакції і чому певні речовини взаємодіють між собою дає термодинаміка. Слово термодинаміка походить від грецьких слів “термос” (теплота) і “динамос” (сила, рух).

Термодинаміка – це наука, що вивчає перетворення енергії з однієї форми в іншу та перехід від однієї частини системи до другої під час різних процесів, досліджує межу самочинного перебігу процесів за певних умов.

Розрізняють класичну, статистичну і хімічну термодинаміку.

Класична термодинаміка займається дослідженням енергії і роботи. Проте не використовує уявлення про молекулярну будову речовин.

Статистична термодинаміка пов’язує макровластивості системи з її мікроструктурою, законами статистики (поскільки система складається із великої кількості частинок, які перебувають у хаотичному русі). Ця наука використовує математичні методи квантової теорії.

Хімічна термодинаміка вивчає перетворення енергії під час хімічних реакцій і здатність хімічних систем здійснювати корисну роботу. Знання закономірностей термодинаміки дозволяє:

передбачити можливу взаємодію між речовинами за певних умов;

передбачити до якої межі може відбуватися реакція перш, ніж встановиться хімічна рівновага;

вибрати оптимальні умови проведення процесу, який забезпечує максимальний вихід потрібних продуктів;

для розрахунку кількості енергії, яка теоретично необхідна для проведення реакції або, навпаки, повинна виділитися під час її самовільного проходження.Термодинаміка оперує поняттями, які часто

використовуються в природничих науках.Система – це тіло або групи тіл для дослідження уявно

відокремлених від середовища, що їх оточує. Залежно від поставленого завдання, системою можна обрати пробірку з розчином, заводський реактор або доменну піч; кристалик солі чи планету Земля та інші.

Ізольовані системи – це такі, що не обмінюються з іншими ні речовиною, ні енергією. Прикладом ізольованої системи з деякими наближеннями є закритий реактор з термоізоляцією.

Закриті системи – це такі, що не обмінюються з іншими системами речовиною але обмінюються енергією.

Наприклад, закрита колба в якій відбувається реакція, що супроводжується розсіюванням теплоти.

Відкриті системи – ті, що обмінюються з іншими речовиною та енергією. Наприклад, відкрита колба, в якій відбувається реакція, яка супроводжується нагріванням чи охолодженням і виділенням речовини або вбиранням її з навколишнього середовища.

З погляду внутрішньої структури системи поділяються на гомогенні (однорідні) і гетерогенні (неоднорідні). У разі гетерогенних систем вводиться поняття про фази.

Фази це однорідні частинки систем відокремлені від інших граничними поверхнями поділу. Наприклад, лід - вода – пара (трифазна система ), вода – лід (двофазна система).

Система, в якій відсутня газова фаза, називається конденсованою (наприклад, кристали металу в його розплаві ).

Сукупність всіх фізичних і хімічних властивостей системи характеризує її стан.

Зміна яких-небудь властивостей системи означає зміну її стану. Величини, які характеризують стан системи і можуть бути безпосередньо виміряні, називають термодинамічними параметрами стану.

Основними параметрами стану є: тиск (Р), об’єм (V),температура (Т), концентрація (С).

Математичне рівняння, яке зв’язує параметри стану, називають рівнянням стану:

PV=(m/M)RT або PV=νRTЦе рівняння має і інші назви: (рівняння стану

ідеального газу або Клапейрона-Менделеєва).Крім параметрів стану в термодинаміці

використовують величини, які називають термодинамічними функціями. До термодинамічних функцій відносяться внутрішня енергія (U), теплота (Q), механічна робота (А), ентальпія (Н), ентропія (S) та інші.

Взаємозв’язок термодинамічних характеристик систем розглядаються на основі досліджень законів термодинаміки.

Приклад 2. Сформулюйте перший закон термодинаміки. Обгрунтуйте його суть на прикладах.

Відповідь:Досвід людства свідчить про те, що не можна

побудувати машину, яка працювала б, не витрачаючи енергії. Таку уявну машину, яку марно прагнули винайти, назвали вічним двигуном (perpetuum mobile) першого роду. Це привело до важливого наукового узагальнення, у вигляді першого закону (принципа, начала) термодинаміки, який формулюють по-різному:

вічний двигун першого роду неможливий; теплота, яка поглинається системою, витрачається на

збільшення внутрішньої енергії і на механічну роботу, яку виконує система.Цей закон представляє собою окремий випадок закону

збереження енергії. Його використовують до процесів, які супроводжуються перетворенням теплоти під час виконання певної роботи.

Розглянемо два випадки:Випадок перший.Уявім циліндр з невагомим поршнем (рис. 9.1). У

циліндрі міститься 1 моль газу при визначеному тиску і початковій температурі Т1. Поршень закріплено в положенні а так, що він не переміщується, тобто газ не може виконувати роботу проти зовнішнього тиску.

a

б3

2

1

1 – циліндр з газом; 2 – невагомий поршень;3 – вантаж, що зрівноважує тиск газу Р.

Рисунок 9.1 – Ілюстрація поняття ентальпії

Якщо підвести теплоту Qv (індекс v вказує на незмінний об’єм ), вона витрачається на підвищення температури системи до Т2, тобто на зміну її внутрішньої системи.

У першому стані внутрішня енергія має значення U1, в другому U2. Оскільки немає умов, за яких внутрішня енергія дорівнює нулю, то обчислюють не абсолютні величини, а їх зміну ∆U під час переходу із стану 1 у стан 2. Якщо зміна внутрішньої енергії є результатом підведення теплоти Qv, то це записується рівнянням :

Qv = U2-U1 = ∆UЗростання запасу внутрішньої енергії можна оцінити за

зміною температури системи, коли відомо теплоємність с її складових частин.

Теплоємність системи (речовини) – це відношення, кількості теплоти, яку система вбирає при нагріванні або віддає при охолодженні, до відповідної зміни температури. Теплоємність, віднесена до одиниці маси речовини, називається питомою, до моля – мольною.

Якщо мольна теплоємність визначається при сталому об’ємі вона називається ізохорною і позначається як Сv , якщо при сталому тискові, - ізобарною і позначається Сp .

В цьому випадку записується рівняння:Qv=Cv(T2-T1)

де Cv - мольна теплоємність газу при сталому об’ємі;Т1 – початкова температура системи;Т2 – кінцева температура системи.

Випадок другийДо газу підводиться теплота, і він виконує роботу.

Поршень переміщується з положення а в положення б , тоді закон збереження енергії записують так :

Qp = ∆U+Aде Qp – підведена теплота при збереженні сталого тиску в циліндрі;А – робота, що її виконує поршень. ЇЇ можна обчислити так:

А = Р(V2-V1)де V1 – початковий об’єм газу;V2 – кінцевий об’єм газу.

Робота, з якою найчастіше маємо справу в хімії, зв’язана із розширенням системи. Таке розширення відбувається, наприклад, під час реакції взаємодії кальцій карбонату з хлоридною кислотою, в результаті чого виділяється газ карбон (ІV) оксид. (рис. 9.2). В цьому випадку робота (А), яка виконується системою визначається формулою:

А = - Р∆Vде Р – зовнішній тиск,∆V – зміна об’єму системи.

Ро звед ен аН C l

М арм у р

З о в н іш н ійти ск

Рисунок 9.2 – Робота, що виконується хімічною системою

Для багатьох хімічних реакцій, які виконуються в лабораторних умовах, зовнішній тиск співпадає із атмосферним тиском. Знак “мінус” у наведеному рівнянні відповідає тому, що робота виконується системою, а значить, система втрачає енергію.

Зміну внутрішньої енергії системи можна визначити як різницю між кількостями підведеної теплоти і виконаної роботи. Потрібно зазначити, що теплота і робота – не види енергії, а дві форми переходу енергії від одної системи до іншої.

Рівняння можна записати так :Qp = U2 - U1 + P(V2 - V1) = (U2 + PV2) - (U1 + PV1)Сума (U+PV) є властивістю системи, функцією стану,

яку прийнято позначати літерою Н, і називати ентальпією (від грецького слова, що означає нагріваю). Ще цю функцію називають тепловмістом.Рівняння можна записати так: Qp = H2 - H1 = ∆H

Ентальпію можна розглядати, як енергію системи що розширюється під час нагрівання.

Отже, дослідження першого закону термодинаміки призводить до взаємозв’язку таких властивостей системи (функція стану), як ентальпія і внутрішня енергія.Приклад 1.

Визначити зміну внутрішньої енергії при випаровуванні 25г води при 200С.Розв’язання.1. Припустимо, що водяна пара підлягає законам ідеального газу тоді об’ємом рідини порівняно з об’ємом газу можна знехтувати.2. Використовуємо довідникові дані: теплота пароутворення води дорівнює 2451.8 Дж/г.3. За рівнянням V = (mRT)/(PM)Обчислюємо об’єм водяної пари при 200С і тискові 1 атм:V=(25·0.082·393)/18=33,375 л4. Робота розширення газу:

А = PVA = 33,375 л·атм1л·атм = 101,25 Дж

Отже,A = 33,375·101,25 = 3378,58 Дж

5. Кількість теплоти, що вбирає система при випаровуванні 25 г води:

Qp = 2451,72·25 = 61295,6 Дж6. Зміна внутрішньої енергії при випаровуванні води:

∆U=Qp - A∆U = 61295.6 · 3378.5 = 57917.02 Дж

Відповідь: зміна внутрішньої енергії ∆U дорівнює 57917.02 Дж або 57,92 кДж

Приклад 3. Які процеси вивчає термохімія ? Обґрунтуйте свої судження на прикладах.

Відповідь:Термохімія – це використання першого закону

термодинаміки в хімічних процесах. Під час розробок нових технологічних процесів та проектування обладнання необхідно знати теплові ефекти хімічних реакцій. Біологи повинні також знати чи достатньо енергії, яка виділяється в результаті реакції, щоб підтримати життєздатність клітини. На ці питання дозволяють відповісти термохімічні розрахунки. Отже, термохімія вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, тобто кількість теплоти, яка виділяється або поглинається під час хімічних реакцій.

Перш за все дамо відповідь на питання: чому хімічні реакції супроводжуються певним тепловим ефектом ?

Щоб дати відповідь на це питання, розглянемо приклад взаємодії водню із хлором :

H2 + Cl2 = 2 HClДля утворення двох моль хлороводню повинні

розірватись хімічні зв’язки в 1 молі водню і 1 молі хлору. Порівняємо енергії хімічних зв’язків

H-H 436кДж/мольCl-Cl 242,3кДж/мольH-Cl 431,4кДж/мольОтже для розриву в молекулах хімічних зв’язків між

воднем та хлором необхідно затратити: 436 + 242,3 = 678,3 кДж

Утворення хімічного зв’язку в 2 молях хлороводню супроводжується виділенням:

431,4 · 2 = 862,8 кДжТаким чином, сумарна теплота, яка виділяється

дорівнює:862,8 - 678,3 = 184,5 кДж

Отже, теплові ефекти реакції залежать від природи речовин, тобто від їх хімічних зв’язків. Під час хімічних реакцій проходить перетворення внутрішньої енергії системи, яка завжди знаходиться в прихованій формі, в теплову.

Реакції, під час яких внутрішня енергія речовини перетворюється у теплову (тепло виділяється) називається екзотермічними.

Реакції, під час яких теплова енергія перетворюється у внутрішню енергію (тепло поглинається) називається ендотермічними.Приклад 1.Проведено розчинення барій хлорату Ba(ClO3)2 у воді з температурою 30оС. Який цей процес : екзотермічний чи ендотермічний ? Який знак має величина ∆Н ? Відповідь обгрунтуйте.Розв’язання.1. Пониження температури розчину під час розчинення солі вказує на те, що процес розчинення йде з поглинанням тепла із навколишнього середовища. Значить, цей процес ендотермічний.2. Щоб температура цієї системи, яка складається із солі і води, залишалася 300С, до системи необхідно підвести тепло. Значить величина ΔН повинна бути позитивною.

Хімічні рівняння, в яких зазначено тепловий ефект реакцій, називаються термохімічними рівняннями.Наприклад, рівняння екзотермічних реакцій:

CH4(г)+2O2(г) → CO2(г)+2Н2О(г)+891 кДжCu(т)+Cl2(г) → CuCl2(т)+223 кДж

Рівняння ендотермічних реакцій :N2(г)+О2(г) → 2NO(г)-180,5 кДжCO2(г)+С(г) → 2СО(г)-160 кДж

Теплові ефекти реакцій визначають здебільшого для речовин, що окиснюються під час реакцій, у кількості речовини 1 моль. Тому в термохімічних рівняннях допускаються і дробові коефіцієнти:

H2(г)+0.5O2(г) →H2O(г)+285.8 кДжO2(г) →2/3O3(г) – 96 кДж

Якщо, в термохімічному рівнянні не використовуються дробові коефіцієнти, то кількість теплоти зазначається з розрахунку кількості моль речовини, що окиснюється. Наприклад:

2C2H2+5O2→4CO2+2H2O+2600 кДжC2H2+2.5O2→2CO2+H2O+1300 КДж

При розрахунках теплоти утворення та теплоти згоряння речовин використання дробових коефіцієнтів обов’язкове. Наприклад:

Ca(к)+1/2 O2(г) = CaO(к) ∆Н=-635,1 кДж/моль1/2 N2(г)+1/2 O2(г) = NO(г) ∆Н=90,4 кДж/моль Теплотою (ентальпіею) утворення називається

кількість теплоти, яка виділяється або вбирається під час утворення 1 моль речовини з простих речовин. Кількість теплоти, що виділяється або поглинається при розкладанні 1моль складної речовини називається теплотою розкладання. Наприклад

H2O(р) = H2 (г) + 1/2 O2 (г) ∆Н=285.9 кДж/мольНа практиці іноді визначають теплоти згоряння

органічних речовин. Теплотою згоряння називається кількість теплоти, яка виділяється під час згоряння 1 моль речовини.

Кінцевими продуктами їх згоряння найчастіше є вода і карбон (IV) оксид, іноді сульфур (IV) оксид.Наприклад:

C2H2+2½O2=2СO2+H2O ∆Н=-1301.5 кДж/моль Теплота згоряння харчових продуктів у живому

організмі є джерелом енергії, за рахунок якої здійснюється його життєдіяльність.

Теплотою розчинення – називають кількість теплоти, що виділяється або поглинається при розчиненні одного моля речовини в такому об’ємі розчинника, коли доливання його не спричинює зміни теплового ефекту.

Теплота розчинення залежить від природи розчинника і природи розчиненої речовини. У термохімічному відношенні процес розчинення складний. Деякі стадії цього процесу можуть бути ендотермічними і ∆Н їх додатна (руйнування структури твердих тіл, поширення молекул розчиненої речовини в об’ємі розчинника, дисоціація молекул на йони), а деякі екзотермічні і ∆Н їх від’ємне (хімічна взаємодія розчиненої речовини з розчинником).

В основному тепловий ефект розчинення твердих речовин складається з двох складових частин∆Нрозч.= ∆Н1 + (-∆Н2)де ∆Н1 – теплота, що витрачається на руйнування кристалічної решітки;∆Н2 – теплота гідратації (сольватації), тобто теплота, що виділяється при хімічній взаємодії молекул розчиненої речовини з молекулами розчинника. Приклад:а) розчинення у воді калій гідроксиду супроводжується виділенням тепла:KOH(к)+хН2О(р)=KOH ∙ хН2О(р) ∆Нрозч.=-55,3 кДж/мольб) під час розчинення кухонної солі у воді відбувається охолодження системи:

NaCl(к)+xH2O(р)=NaCl · xH2O(р) ∆Нрозч.=5 кДж/мольТакі речовини використовують для одержання низьких

температур у холодильній промисловості і називають кріогідратними сумішами.

Одиницею вимірювання теплового ефекту реакції є Дж/моль або кДж/моль. Кількість теплоти, що виділяється при хімічних реакціях, прямо пропорційна кількості речовини, що бере участь у хімічній реакції.

В термохімічних рівняннях хімічних реакцій тепловий ефект позначають ∆Н. У відповідності до прийнятої у термодинаміці системи знаків для екзотермічних реакцій ∆Н<0 а для ендотермічних - ∆Н>0.

Кількість теплоти, що виділяється або поглинається під час хімічних реакцій, зв’язана із змінами ентальпії та внутрішньої енергії наступними співвідношеннями:

∆Н= -Qp

∆U= -Qv

де ∆Н – зміна ентальпії; Qp – кількість теплоти, що виділяється чи поглинається при постійному тиску; Qv – кількість теплоти, що виділяється чи поглинається при постійному об’ємі; ∆U – зміна внутрішньої енергії.

Якщо реакція відбувається за стандартних умов (температура 298,15 К або 25 0С, тиск 101325 Па, концентрація усіх речовин у розчині або газі 1моль/літр), то зміну ентальпії позначають символом ∆Н0. Розглянемо термохімічне рівняння реакції водню з киснем

2Н2(г)+О2(г) =2Н2О(г) ∆Н0 = - 483кДж/мольУ дужках вказано агрегатний стан речовини, від якого

залежить тепловий ефект реакції. Цей запис означає, що під час взаємодії 2 моль водню з 1 моль кисню утворюється 2 моль пари води і виділяється (за стандартних умов) 483,6 кДж теплоти.

Із збільшенням кількості реагуючих речовин тепловий ефект реакції пропорційно зростає.

Зміна ентальпії прямої і оборотньої реакцій рівна за величиною, але протилежна за знаком.

Приклад 2Маємо хімічний процес, який описується

термохімічним рівняннямСО2(г) + 2Н2О (г) = СН4(г) +2О 2(г) ∆Н=802 кДж

Потрібно довести, що ∆Н прямої реакції + ∆Н зворотної реакції = 0

Якщо б під час згоряння СН4 виділилось більше теплоти, ніж під час взаємодії СО2 і Н2О, то можна б було одержати необмежені кількості енергії. Спалюючи деяку

кількість СН4, достатньо було б лише зберегти ту частину одержаної енергії, яка необхідна для відновлення СН4, а решту використати для одержання корисної роботи. Після відновлення СН4 його можна було б знову спалити і так повторювати процес до нескінченості. Однак це вступає в протиріччя із законом збереження енергії та нашим практичним досвідом.

Зміна ентальпії реакції залежить також від агрегатного стану реагентів і продуктів. Якщо в реакції згоряння метану вода була б рідиною, а не газоподібною, то ∆Н дорівнювало б - 790 кДж замість - 802 кДж. В цьому випадку в навколишнє середовище передається більше теплоти, тому що при конденсації 2 моль газоподібної води в рідкий стан додатково виділяється ще 88 кДж:

2 Н2О(г) → 2 Н2О(р) ∆Н=-88 кДжПриклад 3.

Під час згоряння магнію масою 6 г у кисні виділилася теплота у кількості 150 кДж. Складіть термодинамічне рівняння реакції.1. Складаємо рівняння реакції горіння магнію у кисні

2Mg+O2=2MgO2. Обчислюємо кількість речовини магнію, що згорів

ν(Mg) = 6г/(24г/моль) = 0,25 моль3. Обчислюємо кількість теплоти, яка б виділилась під час згоряння двох моль магнію

∆Н = (2моль/0,25моль)·(-150 кДж) = – 1200 кДж4. Записуємо рівняння реакції

2Mg(т) + О2 (г) = 2MgО(т) ∆Н = – 1200кДжПриклад 4.

Горіння сірки в кисні описується термохімічним рівнянням реакції:

S(т)+О2 (г) ↔ SО2 (г) ∆Н = – 297 кДжВизначити масу сірки та об’єм кисню за нормальних

умов, якщо після їх взаємодії виділилось 891 кДж теплоти.

1. Обчислюємо кількість речовини сірки, поскільки згідно рівняння реакції 297 кДж відповідає 1 моль S та 1 моль О2:

ν(S) = ν(O2) = ((891 кДж·1 моль)/297 кДж) = 3 моль2. Обчислюємо масу сірки і об’єм кисню:

m(S) = 32 г/моль·3 моль = 96 гV(O2) = 22.4·3 = 67,2 л

Відповідь:маса сірки – 96 г, об’єм кисню – 67,2 л.

Приклад 4. Сформулюйте другий закон термодинаміки.Відповідь:

Перший закон термодинаміки виражає незнищенність і еквівалентність різних форм енергії при взаємних переходах, встановлює співвідношення, які зв’язують внутрішню енергію із кількістю теплоти і виконаною роботою, тобто дозволяє скласти енергетичний баланс процесу.

Однак, перший закон не розглядає питання, які зв’язані із можливістю проходження і напрямком процесу. У навколишньому світі різні фізичні і хімічні процеси відбуваються у певному напрямі. Наприклад, теплота переходить від більш нагрітого тіла до менш нагрітого, газ поширюється у область низького тиску. Всі ці процеси відбуваються самовільно (або спонтанно), без затрат енергії ззовні, і тільки в певному напрямку. Зворотні процеси самовільно не відбуваються (газ не стискається сам по собі, теплота не може перейти від холодного тіла до більш нагрітого і т.д.). Щоб спонтанний процес відбувався оборотньо потрібна енергія ззовні . Наприклад, щоб підняти воду, яка падає з висоти і обертає турбіну, на попередній рівень, потрібно затратити енергію.

Самовільні процеси приводять систему до рівноваги.Наприклад, вирівнюється тиск, температура, концентрація тощо.

Друге начало термодинаміки визначає:а) які процеси у відповідній системі при заданих умовах можуть відбуватися самовільно;б) встановлює межу можливості самовільного протікання процесу, тобто стан рівноваги ;

в) дає можливість визначити, якими повинні бути зовнішні умови, щоб процес відбувався в певному напрямку.

Існує декілька формулювань ІІ закону термодинаміки: Теплота не може самочинно перейти від менш

нагрітого тіла до більш нагрітого. (Р.Клаузіс. 1850р.) Неможливо здійснити процес, єдиним результатом

якого було б перетворення теплоти в роботу. (Кельвін 1854р.)

Вічний двигун другого роду неможливий. (Освальд 1888р.)Під вічним двигуном другого роду розуміється періодично діюча теплова машина, яка здібна повністю перетворити теплоту в роботу, тобто без передачі частини її холодильнику.

В ізольованій системі всі хімічні взаємодії між речовинами проходять тільки в тому напрямку, при якому система здійснює роботу під час якої зменшується вільна енергія, тобто тільки тої частинки енергії, яка здібна здійснити роботу.

Приклад 5. Як оцінюється можливість перебігу хімічного процесу ?

Відповідь:Кожна система намагається перейти в стан з

найменшим запасом енергії. Тому самовільний перебіг будь-якого процесу має супроводжуватися зменшенням внутрішньої енергії і ентальпії системи. Отже, від’ємне значення ентальпії ∆Н деякою мірою вказує на ймовірність перебігу хімічної реакції.

Для оцінки можливості перебігу хімічного процесу потрібно розглянути такі термодинамічні функції, як ентропія S і енергія Гіббса G.

Згідно з другим законом термодинаміки теплота, а отже, і внутрішня енергія не можуть повністю перетворюватися в роботу. При сталій температурі запас внутрішньої енергії можна подати у вигляді двох складових частин.

U = F + Gде F – корисна частина внутрішньої енергії, яка здатна виконувати роботу і називається вільною енергією;

G – непродуктивна частина внутрішньої енергії, яка не перетворюється на роботу і називається зв’язаною енергією.

У міру виконання системою роботи її вільна енергія зменшується, і, очевидно, чим більше система містить у собі вільної енергії, тим більшу роботу вона може виконувати. Характеристикою зв’язаної енергії є ентропія S (від грец. en – всередину, trope – звертати).

Щоб охарактеризувати ентропію, розглянемо приклад. Є посудина, яка поділена перегородкою. В одній частині посудини є газ, а в другій – вакуум (стан І). Якщо перегородку прибрати, газ буде дифундувати у вакуум, його молекули рівномірно розподіляться по всьому об’єму посудини (стан ІІ). Відбувся самовільний (спонтанний) процес розподілу молекул по всьому об’єму системи. Зворотній процес самочинного стискання газу – неможливий.

Розглянуте явище розширення газу вказує на направленість процесу до найбільш ймовірного стану, тобто до стану, якому відповідає максимальна безладність розподілу частинок. При цьому енергія, маса і загальний об’єм системи залишилися сталими, а змінився лише ступінь безладності: в стані 1 система мала більший ступінь порядку, бо концентрація газу вища, міжмолекулярні віддалі меші, отже, й міжмолекулярні зв’язки сильніші, що зумовлює більшу фіксованість молекул відносно одна одної.

Для оцінки ступеня безладності системи вводять функцію стану системи, яку називають ентропією.

Це поняття прийшло в науку з теорії теплових машин, тепер воно повністю переосмислено статистичною фізикою і вводиться як міра невпорядкованості систем, що складаються з великої кількості частинок. У такому вигляді воно набуло великого значення для хімічних і біологічних процесів.

Вводячи 1865 році поняття ентропії, Р. Клаузіус мав на увазі дослідити функцію стану, зміна якої показуватиме напрям фізичних і хімічних процесів в ізольованих системах. Щоб розкрити зміст цієї функції скористаємось статистичним підходом Л.Больцмана і М.Смолуховського.

Уявимо велику сукупність чатинок. Макростан такої системи можна описати, використавши такі функції стану, як температура, тиск, об’єм. Цю саму систему можна описати також через миттєві характеристики кожної частинки системи,

її положення в просторі, швидкість і напрям переміщення. Оскільки мікростани змінюються безперервно, то певному макростану відповідає велика кількість мікростанів. Число останніх за допомогою яких реалізується такий макростан, називається термодинамічною ймовірністю системи (W). Больцман встановив, що функція стану ентропія пов’язана з термодинамічною ймовірністю системи:

S=(R/NА)lnWде, R – універсальна газова стала; NА – число Авогадро.

Якщо віднести величину ентропії до моль речовини для цього вираз треба помножити на NА, тоді ентропія вимірюється в таких самих одиницях, як і R, вони називаються ентропійними одиницями (е.о.).

На відміну від ентальпії абсолютні значення ентропії можна визначити експериментально. Для цього необхідно знати величину W.

Зміна ентропії переходу речовин з початкового стану в кінцевий виражається рівнянням.

∆S = Sкінц. – Sвих. = Rln(Wкінц./Wвих.)Зміна ентропії проходить під час різних процесів.

Фазові переходиПід час плавлення твердої речовини, випаровуванні

рідини і сублімації неупорядкованість в системі збільшується, а значить зростає ентропія. Будь-який фазовий перехід зв’язаний із певним постійним тепловим ефектом (теплота плавлення, теплота випаровування тощо), можна назвати тепловою фазою переходів (∆H ф.п.). Ці переходи відбуваються при постійній температурі, тобто є ізотермічні. Значить для фазових переходів одного моля речовини справедливе рівняння

∆S ф.п.= (∆H ф.п.)/Тф.п.Приклад 1.Обчисліть зміну стандартної ентропії системи в результаті випаровування 100г води. З табличних даних берем значення ∆H0

вип.Н2О і Ткип. Н2О і підставимо в формулу: S0=100/18·(41,09·103)/373,2=611,68 кДж/К

Зміна температури

Нагрівання речовин супроводжується збільшенням, а охолодження - зменшенням ентропії. Для ізобарного процесу:

Q=Cp·dTЯкщо взяти середнє значення теплоємності, то

∆S = ·lnT2/T1

Приклад 2.Обчисліть зміну ентропії 2 моль аміаку при нагріванні від 400 до 500 К.

З табличних даних беремо середню теплоємність газоподібного аміаку:

= 8,52 Дж·моль-1·К-1

Тоді:∆S = 2·8,52·ln(500/400) = 3,80 Дж·К-1

Хімічні реакціїЕнтропія 1 моль речовини в його стандартному стані

при відповідній температурі називається стандартною ентропією S0.(стандартні ентропії багатьох простих і складних речовин даються в довідникових таблицях). Слід зазначити, що стандартні ентропії простих речовин не дорівнюють 0. Зміна стандартної ентропії під час хімічних реакції може бути обчислена згідно рівняння:

∆S0=∑ S0прод.- ∑ S0

вих.реч.

При сумуванні абсолютних ентропій кожна із них повинна бути помножена на відповідний стехіометричний коефіцієнт.Приклад 3.Обчисліть зміну стандартної ентропії в реакції синтезу амоніаку:

N2+3H2=2NH3 З довідкової літератури знаходимо значення стандартних абсолютних ентропій:

S0 (NH3(г)) = 193 Дж·моль-1К-1

S0 (N2(г)) = - 192 Дж·моль-1К-1

S0 (H2(г)) = 131 Дж·моль-1К-1

S0=2·193-192-3·131=-195 Дж·моль-1К-1

В даному випадку ентропія зменшиться, оскільки в результаті реакції зменшиться об’єм газоподібних речовин, а значить і невпорядкованість в системі.

Введення стандартних ентропій дає змогу встановити такі закономірності: 1. Ентропія простих речовин і сполук елементів – це періодична властивість.2. У межах даної підгрупи елементів періодичної системи ентропія простих речовин зростає.3. Чим більша твердість речовин, тим менша її ентропія.4. Ентропія речовин, що перебувають в аморфному або склоподібному стані більша, ніж кристалічних речовин.5. Ускладення молекул зумовлює зростання ентропії. Наприклад:

S0298 (О) =161 Дж/моль

S0298 (О2) =205 Дж/моль

S0298 (О3) =239 Дж/моль

Приклад 6. Сформулюйте основні закони термохімії. Як проводиться термохімічні розрахунки ? Поясніть на прикладах.

Відповідь:Визначення теплових ефектів різних хімічних реакцій

грунтуються на двох основних законах термохімії .Перший закон термохімії встановили французькі вчені

А.Лавуазьє і П. Лаплас наприкінці XVIII ст.:Теплота розкладання складної речовини на простіші дорівнює теплоті утворення речовини з простих, але має протилежний знак.

Наприклад:Н2О(р) = Н2 (г) + 1/2 О(г) ΔНрозкл = 285,9 кДж/мольН2 (г) + 1/2 О(г) = Н2О(р) ΔНутв. = – 285,9 кДж/мольСпівставляючи теплоти утворення речовин, що

належать до одного класу, можна зробити висновок про

порівняльну стійкість їх проти розкладання. Очевидно, речовина утворення якої супроводиться більшим тепловим ефектом, стійкіша.

Наприклад, у ряду HF → HCl → HBr → HJ термічна стійкість здебільшого зменшується, що відповідає зниженню значень теплот утворення.

ΔНутв. HF = – 268,6 кДж/мольΔНутв. HCl = – 92,3 кДж/мольΔНутв. HBr = – 35,9 кДж/мольΔНутв. HJ = – 25,9 кДж/моль

На основі численних експериментальних даних російський вчений Г.І. Гесс у 1840 р. сформулював другий закон термохімії, який вивчає теплові ефекти процесів, теплоємності речовин та інші пов’язані з ними величини.

Закон Гесса сформульований так:тепловий ефект хімічної реакції залежить тільки від початкового і кінцевого станів системи і не залежить від шляху (від проміжних стадій), яким відбувалася реакція.

Зміст закону Гесса можна вивести із ентальпійної діаграми:

А В

С

1 -и й ш л я х

2 -и й ш л я х

Н

Н Н

о

о о

1

2 3

Речовина А перетворюється в речовину В двома шляхами.Шлях 1. безпосереднє перетворення з тепловим ефектом ΔН1.

Шлях 2. спочатку А перетворюється в С (ΔН2), а потім речовина С - в В (ΔН3). Згідно закону Гесса:

ΔН1 = ΔН2 + ΔН3

Ентальпійна діаграма.Розглянемо закон Гесса на прикладах.

Приклад 1.Зміна величини ентальпії реакції згорання метану з

утворенням карбон (IV) оксиду і рідкої води можна вирахувати за значенням ΔН в стадії конденсації водяного пару і ΔН в стадії згоряння метану з утворенням газоподібної води:CH4(г) + 2О2(г) → СО2(г) + 2Н2О(г) (1) ΔН = - 802 кДж2Н2О(г) → 2Н2О(р) (2) ΔН = - 88 кДж

CH4(г) + 2О2(г) + 2Н2О(г) → СО2(г) + 2Н2О(р) + 2Н2О(г) (3)ΔН = - 890 кДж

Вилучаємо із лівої і правої частини рівняння (3) 2Н2О(г)

одержимо сумарне рівняння:CH4(г) + 2О2(г) → СО2(г) + 2Н2О(р) ΔН = - 890 кДж

Приклад 2.Розглянемо три способи утворення плюмбум (ІІ)

сульфату із свинцю, сірки і кисню.1. Змішують свинець із сіркою і прожарюють в

атмосфері кисню до утворення плюмбуму (ІІ) сульфатуPb(тв) + S(ромб) + 2О2(г) = Pb SО4(тв)

ΔН = - 918,39 кДж2. Із свинцю добувають плюмбум (ІІ) оксид, а із сірки –

сульфур (VІ) оксид. Визначають теплові ефекти кожної реакції. Вимірюють тепловий ефект взаємодії цих оксидів з утворенням сульфату.

Pb(т) + 1/2О(г) = PbО(тв) Δ Н1 = - 217,86 кДж S(ромб) + 3/2О2 (г) = SО3(г) Δ Н2 = - 395,18 кДж

PbО(т) + SО3(г) = PbSО4(т) Δ Н3 = - 305,35 кДжТепловий ефект реакції дорівнює:

Δ Н = Δ Н1 + Δ Н2 + Δ Н3

Δ Н = - 613,04 + (- 305,35) = - 918,39 кДж Розрахунки свідчать, що тепловий ефект утворення

плюмбум (ІІ) сульфату не залежить від шляху, яким відбувається реакція (тобто від кількості стадій).

Із закону Гесса можна зробити важливі висновки: якщо здійснити дві реакції, в результаті яких з двох

різних вихідних речовин утворюються дві однакові кінцеві речовини, то різниця теплових ефектів дорівнює тепловому ефекту переходу першої речовини в другу.

Наприклад:С(графіт) + О2(г) = СО2(г) Δ Н1 = - 393,5 кДжС(алмаз) + О2(г) = СО2(г) Δ Н2 = - 395,39 кДж

Тепловий ефект переходу графіту в алмаз:Δ Н1 - Δ Н2 = - 393,51 - (- 395,39) = - 1,88 кДж

якщо здійснити дві реакції так, що з однакових вихідних речовин утворюються різні кінцеві сполуки, то різниця між тепловими ефектами дорівнює тепловому ефекту преходу одного кінцевого продукту в другий.

Наприклад, за відомими тепловими ефектами згоряння графіту до СО і СО2 :С(графіт) + О(г) = СО(г) (1) Δ Н1 = - 393,51 кДжСО(г) + 1/2О2 (г) = СО2 (г) (2) Δ Н2 = - 282,963 кДжВіднімаючи рівняння (2) від (1), визначимо, що для реакції

С(графіт) + 1/2О2 (г) = СО(г) Δ Н = - 110,54 кДжРозглянемо, як використовується такий процес на

практиці. Один із способів газифікації викопного вугілля – це добування водяного газу в газогенераторах. Коли над нагрітим до 6000С вугіллям пропускати водяну пару, то утворюється водяний газ - суміш СО2 і Н2 :

С(тв) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г) (1) Δ Н1 = 131,38 кДжВ результаті спалювання водяного газу з утворенням

вуглекислого газу і води виділяється теплота:СО(г) + 1/2О2 (г) = СО2(г) (2) Δ Н2 = - 282,963 кДжН2(г) + 1/2О2 (г) = Н2О(г) (3) Δ Н3 = - 241,83 кДж

Отже, сумарна реакція (2) + (3) :СО(г) + Н2(г) + О2 (г) = СО2(г) + Н2О(г)

супроводжується виділенням теплоти:Δ Н = (- 282,963) + (- 241,83) = - 524,8 кДж

Але, на утворення водяного газу (1) було витрачено Δ Н1 = 131,38 кДжОтже,

С(тв) + Н2О(г) = СО(г) + Н2(г) Δ Н1 = 131,38 кДжСО(г) + 1/2О2 (г) = СО2(г) Δ Н2 = - 282,96 кДжН2(г) + 1/2О2 (г) = Н2О(г) Δ Н3 = - 241,83 кДжСумарно С(г) + О2(г) = СО2(г) Δ Н = - 393,41 кДжВідповідно до закону Гесса тепловий ефект

спалювання вугілля безпосередньо в печах і круговим шляхом, включаючи його газифікацію, однаковий, але

водяний газ раціональніше спалюється і економічно вигідніше використовується.

Зміна температури і тиску мало впливає на величину Δ Н. Наприклад для реакції

С(графіт) + СО2 (г) = 2СО(г)

Δ Н500оС = - 173,64 кДж, Δ Н1500

оС = - 165,27 кДж

Різниця на 10000С змінює тепловий ефект всього на 8,37 кДж У термохімії широко користуються такою

характеристикою речовин як стандартна теплота утворення. Стандартною теплотою утворення сполуки ΔН0

298 домовились вважати тепловий ефект утворення одного моля речовини з простих речовин, стабільних при 250 (298 К) і тискові 1 атм. (Стандартні теплоти утворення речовин можна знайти в довідковій літературі).

За законом Гесса можна обчислити теплові ефекти реакції, якщо відомі стандартні теплоти утворення вихідних сполук і продуктів реакції, і навпаки, обчислювати стандартні теплоти утворення, якщо відомі теплові ефекти реакції.

Так, тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних теплот утворення кінцевих речовин без сум стандартних теплот утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.Так, для реакції типу

аА + вВ = сС + dD,де а, в, с, d - стехіометричні коефіцієнти перед формулами речовин А, В, С, D тепловий ефект Δ Н визначається рівністю

Δ Н = (с Δ НС + d Δ НD ) - (a Δ НA + b Δ НB),в якій Δ НA, Δ НB, Δ НС і Δ НD - теплоти утворення відповідних речовин.

Наприклад, тепловий ефект реакції горіння етилового спирту

С2Н5ОН(р) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(г) .дорівнює:

Δ Н = (- 2 . 393,6 - 3 . 241,8) - (- 277,7) = - 1234,9 кДж при цьому слід врахувати, що Δ Нутв кисню дорівнює нулю, інші стандартні теплоти утворення Δ Н0

утв беруться із довідкової літератури.

Якшо в результаті ряду послідовних хімічних реакцій система приходить в стан, який повністю співпадає із

вихідним (замкнутий циклічний процес), то сума теплових ефектів цих реакцій дорівнює нулю, тобто для ряду реакцій:

А → В Δ Н1

В → С Δ Н2

С → D Δ Н3

D → А Δ Н4

сума їх теплових ефектів Δ Н1 + Δ Н2 + Δ Н3 + Δ Н4 = 0Знаючи, наприклад, теплоти сотень сполук можна

розрахувати за ними теплові ефекти багатьох тисяч різних реакцій, в яких беруть участь ці речовини в різних поєднаннях.

Значення Δ Н0утв для простих речовин дорівнюють

нулю.Приклад: 1) Обчислити тепловий ефект реакції окиснення

амоніаку.4NH3(г) + О2(г) = 2N2(г) + 6 Н2О(г)

Δ Н0298 утв NH3(г) = – 46,191 кДж /моль, Δ Н0

298 утв О2(г) = 0Δ Н0

298 утв H2О(г) = – 241,84 кДж /моль, Δ Н0298 утв N2(г) = 0

Δ Н0298 = 6 . (– 241,84) – 4 . (– 46,181) = – 1266,24 кДж

2) Визначити стандартну теплоту утворення амоніаку.З даних попередньої задачі виходить, що4 Δ Н0

298 (NH3) = 6 . (- 241,84) – (- 1246,25) = - 204,76 кДж Δ Н0

298 (NH3) = - 46,15 кДж /моль, Під час досліджень органічних сполук часто

вимірюють стандартні теплоти згоряння. Стандартні теплоти згоряння, як правило, на порядок більші величини, ніж стандартні теплоти утворення .

Приклад.Чому дорівнює тепловий ефект реакцій полімеризації

етину в бензен.3С2Н2(г) → С6Н6(г)

Δ Н0298 згоряння С2Н2(г) = - 1299,63 кДж /моль

Δ Н0298 згоряння С6Н6(г) = - 3267,62 кДж /моль

Δ Н0298 = 3 Δ Н0

298 С2Н2(г) - Δ Н0298 С6Н6(г)

Δ Н0298 = 3 (-1299,63) – (-3267,62) = - 631,28 кДж

Закон Гесса дає змогу обчислити таку важливу характеристику хімічних сполук як енергія зв’язків.

Для прикладу розглянемо обчислення енергії зв’язку О – Н в молекулі води, яку можна синтезувати так : Н2(г) + 1/2О2 (г) = Н2О(г) Δ Н0

298 = - 241,835 кДж

Можна інакше: водень і кисень піддати дисоціації на атоми.

(Δ Н0дис)Н2 = 435,97 кДж

(1/2Δ Н0дис)О2 = 247,69 кДж ;

Потім з атомів водню і кисню в газоподібному стані добути газоподібну воду:

2Н + О = Н2О(г)

Δ Н0298 цієї реакції, що віднесено до моля води,

називається атомарною теплотою утворення (Δ Н0ат)Н2О

Вона дорівнює сумі енергій двох зв’язків О – Н.Атомарна теплота утворення (Δ Н0

ат) Н2О відрізняється від (Δ Н0

утв) величиною енергії, що витрачається на дисоціацію води і кисню.

Отже, (Δ Н0

ат)Н2О (г) = (Δ Н0дис) Н2 + 1/2 (Δ Н0

дис) О2 - (Δ Н0утв) Н2О (г)

(Δ Нат) Н2О = (435,97 + 247,69) - (241,84) = 925,5 кДж енергія зв’язку О – Н дорівнює половині атомарної теплоти утворення Н2О, якщо розраховувати на моль води:

ЕО-Н = 1/2 (Δ Н0ат) = 462,75 кДж

Для молекул, які мають в своєму складі більш ніж два атоми, застосовують поняття „середня енергія хімічного зв’язку”. Так, для метану СН4 енергія одного зв’язку С – Н дорівнює : ЕзвС-Н = Δ Нат /4,де Δ Нат - енергія атомізації метану.

В таблиці наведено середні значення енергії хімічного зв’язку між деякими атомами. Енергія хімічного зв’язку дає змогу порівняти міцність зв’язків одних атомів з іншими, а також оцінити енергію утворення молекул з вільних атомів:Зв’язок Езв, кДж Зв’язок Езв, кДжН – Н 435 N – H 402,5Н – F 565 C – H 401,6H – Br 362 C – Cl 326H – J 297 C – C 356Cl – Cl 243 C = C 828Br – Br 191 Na – Cl 408O – H 422 K – Cl 424

За термохічними розрахунками аналогічно можна визначити енергію кристалічних граток, теплоту розчинення або гідратації тощо.

Приклад 7. Як пов’язані теплоти утворення сполук і періодичний закон?

Відповідь:Зміни в електронних структурах атомів при утворенні

складних речовин з простих, як це випливає з періодичного закону, теж виявляють певну періодичність. У сукупності даних, які мають виявити періодичність властивостей, значне місце відводиться змінам функцій стану, зокрема ентальпії. У цьому можна переконатися, порівнюючи ΔН0

298 утворення однотипних хімічних сполук елементів (сульфідів, хлоридів, фторидів, оксидів).

Зміна ΔН0298 утворення хлоридів різних елементів

виявляє періодичну залежність від протонного числа елементів.

Максимальне значення ΔН0298 спостерігається для

S – елементів (метали головних підгруп І і ІІ груп), набагато менші ΔН0

298 - для р -елементів, близьке значення ΔН0298

спостерігається для d - елементів і значне зближення величин для f – елементів.

Отже, періодичний закон Д.І. Менделєєва охоплює властивості не тільки простих речовин, а й сполук елементів.

Приклад 8. Від чого залежить теплопровідна властивість палива ?

Відповідь:Нафта, природний газ, вугілля є головними джерелами

енергії. Теплотвірна властивість палива підвищується із відносним вмістом в них Карбону і Гідрогену. Наприклад, теплотвірна властивість бітумного вугілля вища, ніж у дерева, поскільки вугілля містить більше вуглецю.

В таблиці порівнюються характеристики різних видів палив. Палива (а також і продукти харчування) складаються із суміші речовин їх теплотвірна властивість вказується з розрахунку на один грам, а не на моль. Теплотвірна здатність та склад деяких розповсюджених видів палив:

ПаливоПриблизний елементний

склад, %Теплотвірна

здатність, кДж/гС Н О

Антрацит 82 1 2 31Бензин 85 15 0 48

Бітумне вугілля 77 5 7 32Водень 0 100 0 142Деревина (сосна)

50 6 44 18

Деревне вугілля 100 0 0 34Природний газ 70 23 0 49Сира нафта 85 12 0 45

Вугілля, нафта і природний газ в наш час використовується скоріше, ніж проходить його подальше утворення. Переробка цих природних копалин у відповідні види палив приводить до певних екологічних проблем. Тому в перспективі розглядаються інші енергетичні джерела. Наприклад, використання водню, синтез – газу, енергії сонця і вітру.

Приклад 9. Яка енергія називається калорійністю (або теплотвірною властивістю) ?

Відповідь:В організмі людини проходить багаточисельні

біохімічні перетворення, які називаються обміном речовин. Ці процеси супроводжуються певною зміною ентальпії. Енергія людині необхідна для підтримки температури тіла і для виконання м’язевої роботи. Тож під час ходьби витрачається енергії 16кДж/хв, а під час бігу 40 кДж/хв. Основним джерелом енергії для людини є їжа і напої. В порівнянні з цим енергія, яка поступає в тіло людини у вигляді тепла, наприклад під час сидіння коло вогню, дуже мала. Енергетичні затрати залежать від статі, росту, ваги, характеру діяльності.

Якщо точно виміряти кількість теплоти, яку виділяє людина, кисню, що вбирається з повітря, вуглекислого газу і азоту, що видихається і т.д. і звести тепловий баланс процесів обміну, то прийдемо до висновку, що тепловий ефект хімічного процесу в організмі і калориметрі практично однаковий. Калорійність деяких харчових продуктів:

Харчовийпродукт

Приблизний склад, % Калорійність,кДж/гбілки жири вуглеводи

Зелений горошок

1,9 – 7 1,5

Земляні горіхи

26 39 22 23

Молоко 3,3 4 5 3Пиво 0,3 0 1,2 1,8Вершкова помадка

2 11 81 18

Сосиски 22 30 – 15Сир (чеддер)

28 37 4 20

Хліб (білий)

9 3 52 12

Яблука (свіжі)

0,4 0,5 13 2,5

Яйця (курячі)

13 10 0,7 6

Беремо до уваги, що окиснення 1 г жиру до вуглекислого газу і води супроводжується виділенням 38,91 кДж теплоти, повне окиснення 1 г вуглеводів до вуглекислого газу і води – 17,57 кДж ; повне окиснення 1 г білків до вуглекислого газу, води і сечовини – виділенням 17,572 кДж теплоти.

Якщо людина виконує роботу середньої трудності, то тепловий баланс за добу такий:

Енергія, що надійшла з харчовими продуктами :56,5 г білків – 991,61 кДж 143 г жирів – 5468,49 кДж 79,9 г вуглеводів – 1401,64 кДж

Витрачена енергія .Виділилось теплоти з різними продуктами життєдіяльності організму – 6048 кДж Випаровувалося через шкіру – 949,77 кДж

Усього 7861,74 кДж Усього 7755,07 кДж

Точність експерименту ~ 1 %.Енергія, яка виділяється при згорянні їжі, називається

калорійністю (або теплотвірною властивістю).

Одержані дані дають підставу стверджувати, що закон Гесса так само справджується для живих організмів, як для неживих систем.

Приклад 10. Як визначається напрям хімічної реакції.

Відповідь:Для процесів,що відбуваються спонтано в природі,

відомі дві рушійні сили: перша - намагання системи перейти в стан з найменшою енергією і виділити під час переходу теплоту тобто знизити ентальпію; друга - намагання системи перейти в найбільш імовірний стан з максимально допустимим за цих умов ступенем безладності, тобто підвищити ентропію.

У хімічних процессах одночасно змінюються енергетичний запас системи і ступінь безладності. Якщо реакція відбувається при сталому тиску і температурі, то рушійну силу називають ізобарно-ізотермічним потенціалом і позначають літерою G.

Цей потенціал повязаний з ентальпією, ентропією і температурою співвідношенням.

G = H – TSХімічні процеси харектерезуюються своїми певними

потенціалами. Потенціал, який є рушійною силою хімічних процесів, що відбуваються за Р, Т = const, називається енергією Гіббса (G) на честь американського вченого Дж. У. Гіббса, який ввів у термодинаміку цю функцію, а також ізобарно-ізотермічним потенціаломм, або вільною енергією за сталого тиску.

Зміна енергії Гіббса дорівнює максимальній корисній роботі, яку виконує система в цьому процесі.

∆G=Amax.Корисною роботою називають всю роботу, виконану в

ході процесу, за винятком роботи проти сил зовнішнього тиску.

Характер зміни енергії Гіббса дає підставу для висновку - можливе чи неможливе в принципі здійснення процесу. Він підлягає рівнянню

ΔG=ΔH-TΔSде ΔG-зміна енергії Гіббса; ΔH -зміна ентальпії; ΔS-зміна ентропії; Т –зміна температури.

Напрям процесу визначається співвідношенням ΔH і TΔS, оскільки величина ΔH відображає намагання частинок обєднуватися в більші агрегації, а величина ΔS має протилежну тенденцію - намагання частинок розміщуватися безладно, роз’єднано. Так, чим більше під час реакції зростатеме ентропія і зменшуватиметься ентальпія, тим більше зменшуватиметься енергія Гіббса.

Умовою принципової можливості перебігу реакції є від’ємне значення ΔG, тобто ΔG < 0. Приклад 1Розкладання гідроген пероксиду при 298К і атмосферному тиску:

2H2O2(г) → 2H2O(г) + O2(г) ΔG = − 250 кДжУ цьому разі ентальпія зменшується (ΔH<0), а ентропія зростає (ΔS>0), тому й ΔG<0. Відбувається спонтанний екзотермічний процес розкладання гідроген пероксиду.Приклад 2Взаємодія азоту з киснем при температурі 298 і атмосферному тиску має відповідати рівнянню:

N2 (г)+ 2O2 (г) → 2NO2 (г) ΔG = −104 кДжЯкщо ж ентропія зменшується (ΔS<0), а ентальпія

збільшуться (ΔH>0), то величина зміни енергії Гіббса більша від нуля (ΔG>0) і процес спонтанно не відбувається.

Тому реакція самочинної взаємодії кисню з азотом не відбувається, поскільки вона супруводжується зниженням ентропії і збільшеням ентальпії.Реакція ендотермічна, тому зміна енергії Гіббса додатня . Для перебігу такого процесу потрібно, щоб енергія надходила ззовні.

Якщо в системі не відбувається ні енергетичних змін (ΔH=0) ні змін ступеня безладності (ΔS=0), то G=0. Така система перебуває в стані рівноваги.

ΔH=T ΔSАбсолютні значення енергії Гіббса G визначити

неможливо. Тому важливо знати зміну енергії Гіббса ΔG при

тих чи інших перетвореннях. Для визначення ΔG як і у випадку визначення зміни ентальпії, роботу, яку виконують деякі системи, умовно приймають за нуль. Так, за нуль приймають роботу утворення молекул простих речовин H2, O2, N2, Cl2, Br2 тощо.

Корисну роботу утворення інших речовин розраховують відносно таких умов: концентрації всіх компонентів реакції (в умовах нерівноважної системи ) беруть такими, що дорівнюють 1 моль/дм³; температуру T = 298 K; тиск Ρ=101,3 кПа.

Таке значення енергії Гіббса називається стандартною енергією Гіббса ΔG0

298 . Значення стандартних енергій Гіббса ΔG0

298 утворення речовини визначаються експериментально і подаються в довідковій літературі.

Як і ΔH системи, ΔG не залежить від способу проведеня процесу а залежить тільки від початкових і кінцевих продуктів реакції. Тому зміна енергії Гіббса для хімічноїї реакції дорівнює різниці між сумою енергій Гіббса утворення ΔG продуктів реакцій і сумою енергії Гіббса утворення вихідних речовин.

ΔG=Σ ΔG0прод.-Σ ΔG0

вих речовин.

Зміна енергії Гіббса для хімічної реакціїaА + bB = cC + dD

дорівнює: ΔG=(cΔG0

утв C+dΔG0утв D)-( aΔG0

утв A+bΔG0утв B ).

Отже, знаючи ΔG0298 утворення речовини можна розрахувати

ΔG для будь-якої реакції.Слід зауважити, що висновки про можливість перебігу

хімічної реакції зроблені на основі величини ΔG, обчисленої за стандартних умов. Зміна температури, концентрації та інших параметрів спричинює зміну ΔG і тим самим зумовлює зміну висновків про можливість перебігу реакції. Великі додатні значення ΔG вказують на неможливість перебігу реакції за будь-яких умов. Якщо додатні значення ΔG малі (до 40 кДж/моль), то за рахунок зміни концентрації реакцію можна здійснити, тобто при ΔG < 40кДж/моль процес ще можливий .

Для хімічного процесу :CO2 (г) + 2ΝH3 (г) = (ΝH2)CO2 (т) + H2O(г) ΔG = 0,99 кДж

ΔG0 цієї реакції мала позитивна величина.

Значить, процес утворення сечовини за стандартних умов самовільно відбуватися не може .

Однак, в промисловості одержують за цією реакцією сечовину при нагріванні суміші CO2 і ΝH3 до 195-200 0С під тиском 183-192 кПаПриклад 3 Обчислити ΔG для реакції:ΝO (г) +1/2O2 (г) = ΝO2 (г)

Зміна енергії Гіббса ΔG = ΔG0

утв NO2 - (ΔG0утв NO+1/2ΔG0

утв O2) = 51,8 - (126,8+0) = – 79 кДж,тобто реакція можлива і відбувається за будь-яких умов .Приклад 4Обчислити ΔG для реакції :CаΟ(к) + C(к) = Cа(к) + CΟ(г)

Зміна енергії Гіббса ΔG = (ΔG0

утв CO + ΔG0утв Ca) = (ΔG0

утв CaО + ΔG0утв C) = (–137,2 +

0) – (–603,8 + 0) = = 446,6 кДж, тобто ΔG>0 . Отже, реакція неможлива.Однак, зворотня реакція Cа(к) + CΟ(г) = CаΟ(к) + C(к) для якої ΔG= – 466,6кДж може відбуватися.

Чим більші абсолютні величини ΔG реагуючих систем, тим повільніше вступають в реакцію речовини, тим більше значення роботи хімічного процесу. І навпаки, речовини, які реагують між собою недостатньо енергійно, зазнають невеликих змін вільної енергії .

Всі реакції, які супроводжуються великою втратою вільної енергії відбуваються до кінця, іноді супроводжуючись вибухом.

Наприклад, утворення алюміній оксиду:2Al+2/3O2== Al2O3 ΔG = – 1555кДж/мольКрім того, позитивний знак при ΔG0 показує, що

сполуки термодинамічно нестійкі.Наприклад, утворення нітроген (І) оксиду із азоту і

кисню супроводжується збільшенням вільної енергії :ΔG0 N2O = 103,6 кДж/мольОтже, величина вільної енергії (або енергії Гіббса)

системи є характеристикою реакційної здатності реагуючих речовин, а знак її вказує на направленість процесу.

Питання для самоконтролю.

9.1 Що вивчає термодинаміка9.2 Чому при проходженні хімічної реакції виділяється або

поглинається енергія?9.3 Що таке ендотермічні та екзотермічні реакції?9.4 Що таке „термодинамічна система”?9.5 Як класифікують системи в хімічній термодинаміці ?9.6 Що називається параметром стану ?9.7 Чому теплота і робота не являються параметрами стану ?9.8 Що називається процесом ?9.9 Які види процесів розрізняють в хімічній термодинаміці ?9.10 Дайте визначення поняттям внутрішньої енергії, роботи,

ентальпії.9.11 Як можна сформулювати перший закон термодинаміки ?9.12 Що таке термохімічне рівняння ?9.13 Чим відрізняється термохімічне рівняння від хімічного ?9.14 Які особливості термохімічних рівнянь ?9.15 В яких одиницях вимірюється теплові (енергетичні)

ефекти хімічних реакцій?9.16 Чи рівнозначні поняття “тепловий ефект реакції“ і

“ентальпія реакції“ ?9.17 Які умови в хімічній термодинаміці вважаються

стандартними ?9.18 Що називається стандартною ентальпією утворення

речовини ?9.19 Чому стандартні ентальпії утворення простих речовин

часто не вказані в довіднику ?9.20 Що називається стандартною ентальпією згоряння

речовини ?9.21 Для чого необхідно знати теплові ефекти реакцій ?9.22 Від чого залежить тепловий ефект реакції ?9.23 Який закон лежить в основі розрахунку теплового ефекту

реакції? Сформулюйте його і з нього наслідок.9.24 Як визначити експерементально тепловий ефект

реакції ?9.25 Як можна теоретично розрахувати тепловий ефект

реакції?

9.26 Які два фактори визначають направленість самовільного процесу?

9.27 Який фізичний зміст ентропії ?9.28 В яких одиницях визначається ентропія ?9.29 Як можна сформулювати другий закон термодинаміки ?9.30 Від яких факторів залежить величина ентропії ?9.31 Що таке „стандартна ентропія речовини” ? Чому її

називають „абсолютною ентропією” ?9.32 Чим відрізняється енергія Гельмгольца від енергії Гіббса?9.33 Як розрахувати енергію Гіббса реакції і які висновки

можна зробити на основі цього розрахунку ?9.34 Чому зміна температури може змінити напрям хімчної

реакції ?9.35 Що називається хімічною спорідненістю ?9.36 Чи всі види енергії входять в поняття „тепловий ефект

реакції”?

Тема 10 РОЗЧИНИ. РОЗЧИННІСТЬ. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ. КОНЦЕНТРАЦІЯ

РОЗЧИНІВ

Приклад 1. Які системи називаються розчинами? З яких компонентів вони складаються? (Див. додаток Д).

Відповідь:Розчин – це гомогенна система з молекул, йонів чи

інших частинок, складена двома і більше компонентами, кількісні співвідношення яких можуть змінюватись в широких межах.

Однією з головних умов, коли дану систему називають розчином є її стійкість, тобто неможливість розділення на складові компоненти при довгому стоянні. Іншою ознакою розчинів є можливість змінювати в широких межах їх хімічний склад не змінюючи агрегатного стану. Існують газові, рідкі і тверді розчини.

Розчини займають проміжне положення між механічними сумішами частинок і індивідуальними хімічними сполуками. Від сумішей розчини відрізняються тим, що будь-який мікроскопічний об’єм розчину має такий же склад, як і вся маса розчину. На відміну від хімічних сполук розчини мають змінний склад і не підлягають закону кратних відношень.

Розчини складаються із компонентів. Один з них називається розчинником, інший - розчиненою речовиною (розчинених речовин в розчині може бути як завгодно багато).

Розчинником умовно вважають компонент, агрегатний стан якого не змінюється при утворенні розчину і вміст якого переважає в даній системі.

Наприклад, повітря – це розчин кисню, карбон (ІV) оксиду, водяних парів, інертних та інших газів в азоті, поскільки його вміст в повітрі складає 78%.

Приклад 2. Які розчини називаються насиченими, ненасиченими, перенасиченими?

Відповідь:Розчин, у якому речовина більше не розчиняється за

даної температури, називається насиченими.Наприклад, у воді масою 100 г при t0 = 200C

розчиняється натрій хлорид масою 36 г. Більше натрій хлориду в такому об’ємі води розчинитися не може, тобто маємо насичений розчин.

Розчин, у якому речовина ще може розчинитися за даної температури, називається ненасиченим.

Наприклад, якщо у воді масою 100 г розчинити натрій хлорид масою 20 г при t0 = 200C, утвориться ненасичений розчин. У цьому розчині, за такої ж температури, може ще розчинитися ця сіль масою 16 г.

Поняття „насичені” і „ненасичені розчини” не слід ототожнювати з поняттям „концентровані” і „розведені розчини”. Існує багато малорозчинних речовин, насичені розчини яких мають низьку концентрацію розчиненою речовини (наприклад з Са(ОН)2, СаSO4 тощо).

Для деяких речовин можна отримати розчини, концентрація яких за даної температури вища, ніж концентрація насиченого розчину. Такі розчини називаються перенасиченим. Вони нестійкі, і якщо внести в такий розчин центр кристалізації (кристалик розчиненої речовини, пил тощо), надлишок розчиненої речовини викристалізується. Це відбувається тому, що швидкість виділення речовини з розчину більша за швидкість розчинення.

Наприклад, за нагрівання можна одержати досить концентрований розчин натрій ацетату, відділити його від твердої фази і обережно охолодити, після чого концентрація солі буде більшою, ніж в насиченому розчині, але її надлишок з розчину не виділяється.

Перенасичені розчини часто застосовують для очищення речовин (метод перекристалізації).

Приклад 3. Який процес називається розчинністю ?Відповідь:

В природі немає абсолютно нерозчинних речовин. Властивість речовини розчинятись в даному розчиннику за даних умов (температурі, тиску) чисельно характеризується розчинністю.

Розчинність – це максимальна маса речовини, яка може розчинятись в 100 г, розчинника.

При розчинності всі речовини ділять на три групи. Якщо в 100 г води розчиняється більше 10 г, то така речовина називається добре розчинною і позначається в таблиці розчинності „р”.

Якщо в 100 г води розчиняється менше 1 г речовини – малорозчинною (м), а коли розчиняється менше 0,01 г речовини – нерозчинною (н).

Кількісною характеристикою розчинності речовин є коефіцієнт розчинності. Коефіцієнтом розчинності називається відношення маси речовини, яка утворює при даній температурі насичений розчин, до об’єму розчинника:

де Ks – коефіцієнт розчинності;mp – маса речовини, яка утворює насичений при даній температурі розчин;V – об’єм розчинника.

Для водних розчинів:

де m (H2O) – маса води.

Розчинність залежить від температури, тому коефіцієнти розчинності будуть справедливі тільки певним температурам. Наприклад, якщо при 60˚С в 100 г води може розчинитися 61 г MgCl2, то й коефіцієнт розчинності дорівнює:

(величина безрозмірна).

Приклад 4. Дайте визначення поняття „ступінь дисоціації”. Як розділяють електроліти за ступенем дисоціації?

Відповідь: Ступінь дисоціації – визначається співвідношенням

концентрацій тієї частки електроліту, що зазнала розпаду на йони, до загальної його концентрації:

де α – ступінь дисоціації;Nдис. – молекули, що розпалися на йони;N – вихідне число розчинених молекул.

Ступінь дисоціації виражається у відсотках, чи числом від 0 до 1. Наприклад, для 0,001М водних розчинів кислот ступінь дисоціації має такі значення:

хлоридна (HCl) – 0,993 або 99,3%сульфатна (H2SO4)– 0,960 або 96,0%оцтова (CH3COOH) – 0,126 або 12,6%ціанідна (HCN) – 0,0011 або 0,11%

За величиною ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні (α близько 100%), слабкі (α менше 5%).

Речовини Сильні електроліти Слабкі електролітиКислоти H2SO4, HNO3, HCl,

HBr, HI, HClO4, HMnO4, H2SeO4, H2TeO4

Органічні кислоти, HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3

Основи Луги (гідроксиди елементів І А та ІІ А підгруп крім Be(OH)2

Mg(OH)2), TlOH

NH3∙H2O(NH4OH); основи d-елементів (зокрема Fe(OH)3, Cr(OH)3, Cu(OH)2); основи p-елементів (Al(OH)3, Bi(OH)3, Sn(OH)2)

Солі Майже всі Hg2Cl2, Fe(NCS)3, Pb(CH3COO)2

Іноді виділяють проміжну групу речовин – це електроліти середньої (проміжної) сили (α~3-5%). До них відносять: розчини HNO2, HF, H2SО3, H3PO4, НРО3, Ca(OH)2.

Такій розподіл є досить умовним, оскільки ступінь дисоціації залежить від багатьох факторів: від природи розчинника, температури, концентрації розчину. Так, чим більше розведення, тим більшим стає ступінь дисоціації.

Приклад 5. Чому дорівнюють константи електролітичної дисоціації сильних і слабких електролітів?

Відповідь:Електролітична дисоціація - це рівноважний процес,

який можна характеризувати константою електролітичної рівноваги.

Для прикладу дисоціації слабкого електроліту амоній гідроксиду константу електролітичної дисоціації можна записати так:

NH4OH ↔ NH4+ + ОН-

звідки:

Кд =

де [NH4+] і [OH−] - концентрації йонів, моль/л.

Чим більше значення Kд - тим краще електроліт розпадається, на йони. Для даного електроліту значення K постійне при певній температурі і не залежить від концентрації.

Сильні електроліти мають K > 10-1, слабкі - електроліти мають значення K < 10-3.

Так для CH3COOH ( t = 250C) Kд = 1,75 ∙ 10-5 вказує на те, що оцтова кислота - слабкий електроліт. Для Са(ОН)2

( t = 250C) Кд = 4,0 ∙ 10 -2 - електроліт середньої сили, який швидше можна віднести до сильних електролітів.

Багатоосновні кислоти і основи дисоціюють стадійно. Відповідно, для кожної стадії рівноважного стану існують свої значення константи дисоціації. Так для ортофосфатної кислоти Н3РО4:

І стадія Н3РО4 ↔ H+ + H2PO4-

К1 = = 7,1 ∙ 10-3

П стадія H2PO4- ↔ H+ + HPO4

2-

К2 = = 6,2 ∙ 10-8

ІП стадія HPO42 - ↔ H+ + PO4

3-

К3 = = 4,4 ∙ 10-13

Константа дисоціації багатоосновної кислоти для всіх стадій рівна добутку констант її окремих стадій. Наприклад, для Н3РО4 Кд рівна :

Кд = К1 ∙ К2 ∙ К3

Як видно із значень констант дисоціації для ортофосфатної кислоти (і для інших багатоосновних кислот) кожне наступне значення відрізняється від попереднього ~ в 105 раз.

Порівнюючи величини Kд різних стадій дає можливість говорити про те, що для ортофосфатної кислоти (і для інших багатоосновних кислот) дисоціація протікає в основному по першій стадії.

Таке ж співвідношення між Kд характерне і для основ.

Приклад 6. Як розраховується водневий показник?Відповідь:

Чиста вода за звичайних умов в малій мірі проводить електричний струм. Приблизно лише одна з 10 млн. молекул дисоціює на йони: Н2О ↔ Н+ + ОН- ΔН = 57,3 кДж

Константа дисоціації води: Кд = = 1,8∙10-16 (за

температури 298 К).Внаслідок незначної дисоціації можна вважати, що

концентрація недисоційованої частини молекул Н2О є сталою. Розраховуємо [Н2О], прийнявши до уваги, що маса 1 л води ~ 1000 г:

[Н2О] = =

Перенесемо сталі члени у виразі константи дисоціації в ліву частину:

К ∙ [H2O] = [H+] ∙ [OH-]

Це означає, що за певної температури добуток К ∙ [H2O] є сталою величиною. За 298 К він дорівнює 1,8 ∙ 10-16 ∙ 55,56 = 10-14 і називається йонним добутком води Кв:

Кв = [H+] ∙ [OH-] = 10-14

Йонний добуток залежить від температури. За нагрівання, згідно з принципом Ле Шательє, посилюється процес утворення йонів.

Для хімічно чистої (дистильованої) води:[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л

Водневий показник – це від’ємний десятковий логарифм концентрації катіонів Гідрогену:

рН = -lg[H+]Водневий показник використовується для визначення

кислотності середовища:Шкала рН

На практиці` для визначення рН середовища використовують індикатори та спеціальні вимірювальні йономіри (рН-метри).

Приклад 7. Що таке йон гідроксонію і як він утворюється? Який тип зв’язку в цьому йоні?

Відповідь:

кислотне нейтральне лужне

посилюється посилюється[H+]

моль/л

рН

Йон гідроксонію - це гідрат йона Гідрогену, який утворюється при дисоціації молекул кислоти у воді. Тип зв’язку в йоні гідроксонію - донорно-акцепторний. Схема утворення йону гідроксонію: .

Приклад 8. Напишіть рівняння процесів дисоціації ортофосфатної кислоти, калій гідроксиду і алюміній сульфату.

Відповідь:

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

Калій гідроксид дисоціює на йон Калію і гідроксид-іон:

Алюміній сульфат дисоціює за схемою:

Приклад 9. Напишіть рівняння процесів дисоціації цинк гідроксиду, калій гідрогенсульфату і магнійгідроксо нітрату.

Відповідь:

а) дисоціація цинк гідроксиду

Дисоціація амфотерних електролітів можлива по місцях обох зв’язків. Наприклад:

б) дисоціація калій гідрогенсульфату

При дисоціації кислих солей, складні аніони кислотного залишку розкладаються (дисоціюють) з утворенням йонів

:

в) дисоціація магнійгідроксо нітрату

При дисоціації основних солей утворюються складні катіони, здатні дисоціювати з утворенням гідроксид-іонів

Приклад 10. Дано розчини, які містять йони , , , . За допомогою яких реакцій можна

визначити ці розчини? Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь:

Розчин, який містить йони , можна визначити, доливаючи до нього розчин натрій хлориду. При цьому випадає білий осад аргентум хлориду

Розчин, який містить йони , можна визначити за допомогою розчину барій хлориду. При цьому випадає білий осад барій сульфату

Розчин, який містить , можна визначити за зміною забарвлення кислотно-основного індикатора.

Розчин, який містить йон , можна визначити, доливаючи до нього розчин аргентум нітрату , при цьому виділяється жовтий осад аргентум йодиду

Приклад 11. Як можна приготувати розчин із заданою масовою часткою розчиненої речовини?

Відповідь:

Для того щоб приготувати розчин із масовою часткою розчиненої речовини , потрібно х г речовини розчинити в

г води.

Приклад 12. В 500 г розчину, насиченого при 20 С, міститься 120 г калій нітрату. Визначіть розчинність цієї солі.

Відповідь: Дано:

г

г

Розв’язок:1. Визначаємо масовий вміст розчину

В 500 г розчину міститься 120 г і 380 г 2. Обчислюємо розчинність при температурі 20 С.В 380 г розчинилось 120 г

Знайти:розчинність

- ?

100 г - х

Відповідь: розчинність - 31,6 г

Приклад 13. Коефіцієнт розчинності натрій броміду дорівнює 16,8 (температура 20 С). Обчисліть масову частку натрій броміду в його насиченому розчині при температурі 20 С.

Дано: г

г

Розв’язок:1. Обчислюємо масу насиченого розчину натрій броміду , який містить воду масою 100 г

2. Обчислюємо масову частку в насиченому при температурі 20 С розчині

Знайти:

- ?

або 14,4%

Відповідь: або 14%.

Приклад 14. Насичений при 100С розчин калій хлориду масою 156 г охолодили до 10С. Обчислити масу калій хлориду, який викристалізувався. Коефіцієнти розчинності калій хлориду становлять ; .

Дано:г

Розв’язок:1. Щоб розрахувати масу солі, яка викристалізується при охолодженні розчину, потрібно знайти різницю мас

, що знаходиться в розчині при 100С і 10С.Коефіцієнт розчинності для водних розчинів визначається як відношення маси речовини , що утворює насичений при даній температурі розчин, до маси води :

Знайти:

- ?

2. Приймаємо, що маса калій хлориду в насиченому розчині дорівнює г, тоді маса води становить156- .3. Складаємо і розв’язуємо рівняння

г4. Обчислюємо масу води:

5. Визначаємо масу калій хлориду, який розчиняється у воді при 10С:

6. Знаходимо масу калій хлориду, що викристалізувався:

Відповідь: викристалізується 12,4 г калій хлориду.

Приклад 15. До розчину об’ємом 2 л з масовою часткою нітратної кислоти 60% і густиною 131 г/см3

долили 1400 мл води. Яка масова частка нітратної кислоти в одержаному розчині?

Дано:

г/см3

Розв’язок:1. Обчислюємо масу 2 л розчину кислоти:

2. Визначаємо масу одержаного розчину :

3. Обчислюємо масу нітратної кислоти в розчині, який має масу 2620 г:

Знайти:

- ?

4. Розраховуємо масову частку нітратної кислоти в одержаному розчині:

або 39,1%Відповідь: масова частка нітратної кислоти в одержаному розчині 39,1%.

Приклад 16. Маємо розчини калію гідроксиду з масовими частками 16 і 30%. Обчисліть масу кожного розчину, яку потрібно взяти для приготування розчину масою 600 г з масовою часткою 20%

Дано:

г

Розв’язок:1. Скористаємося для розв’язання цієї задачі правилом змішування. Запишемо одну під одною масові частки вихідних розчинів, а посередині і праворуч від них – масову частку розчину , який потрібно приготувати:

Знайти:

- ? - ?

2. Від більшої масової частки віднімаємо задану і запишемо результат знизу праворуч; від заданої масової частки віднімаємо меншу і запишемо результат зверху праворуч:

Числа 2 і 5 показують, в якому масовому співвідношенні потрібно взяти розчини.3. Обчислюємо необхідну масу першого розчину, який має

4. Обчислюємо масу другого розчину, який має

Відповідь: необхідно взяти маси 171,43 г ( ) і 428,57 г ( ).

Приклад 17. На що вказує кількісна характеристика розчинності – молярна концентрація (молярність)?

Відповідь:

Молярність визначається числом молей розчиненої речовини в 1 л розчину. Як відомо, маса одного моля

речовини в грамах чисельно рівна відносній атомній або відносній молекулярній масі цієї речовини. Молярну масу найчастіше позначають буквою . Наприклад, г/моль, г/моль,

г/моль.Основною одиницею молярної концентрації в системі СІ

є моль в кубічному метрі (моль/м3). Проте частіше застосовують таку одиницю, як моль в літрі /моль/л/. Отже, молярна концентрація показує кількість розчиненої речовини, яка знаходиться в 1 л розчину.

Молярну концентрацію в більшості випадків позначають буквами , а після конкретного числового значення великою буквою . Наприклад: моль/л або чи 3 - це форми запису молярної концентрації розчину їдкого натру, який містить 3 молі ; або 120 г

(враховуючи, що молекулярна маса (г) / ) в 1 літрі розчину.

Розчини з вмістом в 1 л розчину 0,1 моль, 0,01 моль, 0,001 моль – називають, відповідно деци -, санти – та мілімолярними розчинами.

Коли відома маса речовини ( ) в 1 л розчину, то молярну концентрацію зручно обчислювати за формулою:

де - молярна маса речовини .В загальному вигляді молярна концентрація речовини

- це відношення кількості речовини (в молях) до об’єму

розчину:

де - кількість молей речовини .

Приклад 18. У воді масою 200 г розчинили калій гідроксид масою 11,2 г. Густина добутого розчину становить 1,04 г/мл. Обчисліть молярну концентрацію цього розчину.

Відповідь:Дано:

г

г

г/мл

Розв’язок:1. Обчислюємо масу добутого розчину:

г2. Визначаємо об’єм цього розчину:

;

мл=0,203 л.

Знайти:

- ?

3. Обчислюємо кількість речовини калій гідроксиду , який міститься в розчині:

де г/моль.4. Молярна концентрація розчину визначається:

;

Приклад 19. Який об’єм 2 М розчину NaCl потрібен для одержання 2 л 5% розчину густиною 1,05 г/мл.

Дано:

V 5% NaCl = 2 л

ρ = 1,05 г/мл

Розв’язок:Обчислюємо масу добутого розчину:

m = 2000 ∙ 1,05 = 2100 гВизначаємо масу NaCl у розчині:

m = 2100 ∙ 5% = 105 г.

Визначаємо кількість речовини NaCl у одержаному розчині:

M (NaCl) = 58,5 г/моль,

ν (NaCl) = 105 г/58,5г/моль = 1,79 моль.

Знайти:

V2M NaCl - ?

Визначаємо об’єм 2М розчину, у якому міститься така кількість NaCl:V2M = ν (NaCl)/C(NaCl) = 1,79/2 = 0,895 л = 895 мл.

Приклад 20. Як називається добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту у насиченому розчині при певній температурі.

Відповідь:Для малорозчинної сполуки, яка перебуває у рівновазі

зі своїм насиченим розчином, рівняння динамічної рівноваги матиме вигляд

KmAn ↔ mKn+ + nАm-.Осад Розчин

Згідно з законом діючих мас, константа рівноваги цієї реакції:

де [KmAn] – концентрація речовини в осаді, яка не залежить від кількості твердої фази. Оскільки [KmAn] = const, то і K ∙ [KmAn] = const, а отже і [Kn+]m[ Аm-]n = const.

Отже, у насиченому при певній температурі розчині добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту є сталою величиною, яка називається добутком розчинності (ДР). Наприклад, для малорозчинного у воді купрум (ІІ) гідроксиду маємо:

Cu(OH)2 ↔ Cu2+ + 2OH−;

ДР(Cu(OH)2) = [Cu2+][OH−]2 = 6 ∙ 1020 (моль/л)3.Значення ДР погано розчинних у воді сполук можна

обчислити за їх розчинністю або електропровідністю розчинів. Оскільки ДР сполуки за певної температури є сталою величиною, то збільшення концентрації одного з йонів, на які дисоціює сполука, зменшує концентрацію іншого. Введення однойменних йонів у розчин малорозчинного електроліту знижує його розчинність.

Умови виділення і розчинення осаду:• якщо [Kn+]m[ Аm-]n < ДР, то розчин ненасичений і

осад розчиняється;• якщо [Kn+]m[ Аm-]n = ДР, то розчин насичений і

система перебуває в рівновазі;• якщо [Kn+]m[ Аm-]n > ДР, то розчин пересичений і

відбувається випадання осаду.

Приклад 21. ДР BaF2 при 18 0С дорівнює 1,7∙10-6. Обчисліть концентрацію йонів Ba2+ i F− у насиченому розчині при даній температурі.

Дано:

ДР (BaF2) = 1,7∙10-6

Розв’язок:BaF2 ↔ Ba2+ + 2 F−

Відповідно до рівняння дисоціації

C(F-) = 2 C(Ba2+)

Тоді ДР (BaF2) = C(Ba2+) ∙ [2 C(Ba2+)]2

= 4 [C(Ba2+)]3

Знайти:

C(Ba2+) - ?

C(F-) - ?

C(F-) = 2 C(Ba2+) = 1,5∙10-2 моль/л

Приклад 22. Змішали 200 мл 0,02 М розчину СаCl2 та 100 мл 0,01 М розчину Na2SO4. Чи випаде осад? ДР (CaSO4) = 1,3∙104-.

Дано:C (CaCl2) = 0,02 MC (Na2SO4) = 0,01 M

ДР (CaSO4) = 1,3∙10-4

Розв’язок:CaCl2 + Na2SO4 = CaSO4 ↓+ 2 NaClЯк було зазначено вище, осад випадатиме, якщо C(Ca2+)∙C(SO4

2-) > ДР

Визначаємо молярні концентрації відповідних йонів у вихідних розчинах:

C(Ca2+) = C (CaCl2) = 0,02 моль/л

C(SO42-) = C (Na2SO4) = 0,01 моль/л

Знайти:

Чи випаде осад?

Визначаємо кількості речовин даних йонів у вихідних розчинах:

ν (Ca2+) = 0,02 моль/л∙0,2 л = 0,004 моль;ν (SO4

2-) = 0,01 моль/л∙0,1 л = 0,001 моль.Визначаємо об’єм одержаного розчину:V = 0,1 + 0,2 = 0,3 л.Визначаємо відповідні концентрації у одержаному розчині:C(Ca2+) = 0,004 моль/0,3 л = 0,013 моль/л;C(SO4

2-) = 0,001 моль/0,3 л = 0,003 моль/л.Визначаємо добуток концентрацій і порівнюємо з ДР:C(Ca2+)∙C(SO4

2-) = 0,013 ∙ 0,003 = 4,3∙10-5 < ДР.Отже, осад не випаде.

Приклад 23. Визначити рН 0,005М розчину Н2SO4.

Дано:C (Н2SO4) = 0,005 M

Розв’язок:Н2SO4 ↔ 2 Н+ + SO4

2-

рН = -lg [Н+]

Визначаємо молярну концентрацію йонів Н+. Оскільки при дисоціації 1 молекули кислоти утворюється 2 йони Н+, то [Н+] = 2 ∙ C (Н2SO4) = = 2 ∙ 0,005 = 0,01 моль/л

рН = -lg(0,01) = 2

Знайти:

рН – ?

Приклад 24. Визначити рН 0,001М розчину NaOH.

Дано:C (NaOH) = 0,001 M

Розв’язок:NaOH ↔ Na+ + OH-

рН = -lg [Н+]Визначаємо молярну концентрацію йонів Н+. Оскільки [Н+][ОН-] = 10-14, то [Н+] = 10-14/[ОН-].

Концетрація йонів ОН-, згідно рівняння дисоціації, рівна C (NaOH).

[ОН-] = C (NaOH) = 0,001 моль/л

[Н+] = 10-14/0,001 = 10-11 моль/л

рН = -lg(10-11) = 11

Знайти:

рН – ?

Задачі для самостійного розв’язування10.1 Визначте масу води і літій сульфату, необхідні для

приготування 270 г 20% -го розчину цієї солі.

10.2 Визначте масу цукру та 10%-го його розчину, необхідні для виготовлення 270 г 20%-го розчину.

(маса цукру – 30 г, маса 10% розчину – 240 г)10.3 Яку масу калій нітрату і води потрібно взяти, щоб

приготувати 150 г насиченого при 40С розчину, враховуючи, що ?

(маса калій нітрату: 58,48 г і маса води – 91,52 г)

10.4 Скільки грамів кальцій хлориду і води необхідно взяти для приготування 200 г 1%-го розчину?

(кальцій хлориду – 2 г, і 192 г води)10.5 Мідний купорос масою 50 г розчинили у

воді масою 200 г. Визначте масову частку купрум (ІІ) сульфату в розчині.

( )10.6 Визначте масу натрій оксиду, яку треба розчинити в 414 г

води, щоб утворився 40%-ий розчин їдкого натру.(маса натрій оксиду дорівнює 186 г)

10.7 Визначте масову концентрацію у відсотках сульфатної кислоти у розчині, який утвориться при розчиненні 100 г сульфатного ангідриду в 150 г води.

( )10.8 Який об’єм концентрованої сульфатної кислоти

з масовою часткою кислоти 98% необхідно взяти для повного розчинення 8 г міді?

(необхідно взяти масу розчину - 13,58 мл)10.9 Знайти молярну концентрацію сульфатної кислоти в

розчині масою 150 г, з масовою часткою 20%, густиною 1,139 г/мл.

(C (H2SO4) = 2,32 моль/л)10.10 Густина 5,5 М розчину дорівнює 1,2 г/мл.

Визначте масову частку натрій гідроксиду в цьому розчині.

( )10.11 Скільки мілілітрів 10% розчину KNO3 густиною

1,12 г/мл потрібно для приготування 2 л 0,1 М розчину?(V = 180,36 мл)

10.12 Скільки мілілітрів 2 М розчину AlCl3 потрібно для приготування 3 л 3 % розчину густиною 1,05 г/мл?

(V = 353,93 мл)10.13 ДР (PbІ2) = 8∙10-9. Обчисліть концентрацію йонів у

насиченому розчині.(С(Pb2+)=1,3∙10-3 моль/л; C(І-) = 2,6∙10-3 моль/л)

10.14 Змішали 100 г 1 % розчину NaCl густиною 1,02 г/мл та 200 мл 0,002 М розчину AgCl. Чи випаде осад? ДР (AgCl) = 1,7∙10-10.

(осад випаде)10.15 Визначте рН 0,025 М розчину Ba(OH)2.

(рН = 12,7)10.16 Визначте молярну концентрацію Н2SO4, якщо дано

розчин з рН = 4.(С(H2SO4) = 5∙10-5 моль/л)

Тест № 110.1 Розподіліть (умовно) нижче вказані речовини по

здатності до розчинності у воді: а)добре розчинні; б) малорозчинні; в)практично нерозчинні.

5) цукор6) аргентум хлорид7) мідний купорос8) кухонна сіль9) гіпс

10.2 Під час розчинення у воді твердих речовин із підвищенням температури його розчинність як правило, а розчинність газоподібних речовин - . . .

10.3 На розчинність у воді не впливає:2) тиск5) температура6) швидкість пропускання струму газу7) хімічна взаємодія газу з водою.

10.4 Розчинність речовин в ряді 1) збільшується; 2) зменшується; 3) не зменшується; 4) збільшується, а потім зменшується.

10.5 Ступінчасту дисоціацію для наведених нижче кислот, основ і солей можна написати наступним чином:

2)3)4)5)

10.6 Рівняння електролітичної дисоціації наступних сильних електролітів:

1)2)3)

4)Тест № 2

10.1 Із реакцій, які наведені нижче, практично до кінця ідуть:1)2)3)4)

10.2 Яка з речовин у водному розчині дисоціює з утворенням йону ?

а) ; б) 10.3 Як за допомогою якісних реакцій розпізнати натрій

карбонат, натрій бромід, натрій йодид? Запропонуйте послідовність проведення реакцій, складіть відповідні молекулярні та йонні рівняння.

10.4 Як за допомогою якісних реакцій розпізнати барій хлорид, хлоридну кислоту та натрій хлорид? Запропонуйте послідовність проведення реакцій, складіть відповідні молекулярні та йонні рівняння.

10.5 Як за допомогою якісних реакцій розпізнати натрій силікат, натрій хлорид, барій хлорид? Запропонуйте послідовність проведення реакцій, складіть відповідні молекулярні та йонні рівняння.

10.6 Якими парами речовин необхідно скористатись, щоб добути алюміній гідроксид: а) і ; б) і , в) і ?1) а; 2) б; 3)в; 4) а, б; 5) а, б; 6) б, в.

10.7 Яким набором реактивів можна визначити якісний склад амоній сульфату: а) і ; б) і ; в)

і ?1) а; 2) б; 3)в.Складіть рівняння реакцій в йонній та молекулярній формі.

10.8 Яка з реакцій йонного обміну відбувається в розчині практично до кінця:

Складіть рівняння реакцій в йонній та молекулярній формі.

10.9 Дано речовини: натрій нітрат, хлоридна кислота, купрум (ІІ) оксид, цинк. Як можна добути з наведених речовин та продуктів їх взаємодії дві прості і дві складні речовини? Запишіть відповідні рівняння реакцій.

10.10 Дано речовини: хлоридна кислота, алюміній гідроксид, магній, натрій гідроксид, хром (ІІІ) оксид. Як можна добути з наведених речовин та продуктів їх взаємодії дві прості і дві складні речовини? Запишіть відповідні рівняння реакцій.

Тема 11 ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙПриклад 1. Вкажіть, які з наведених нижче солей

гідролізують: а) , б) , в) ; г) СН3СООNH4? Для кожної з солей, які гідролізують, напишіть в молекулярній і йонно-молекулярній формах рівняння гідролізу всіх можливих стадій процесу і вкажіть реакцію (рН) водного розчину солі.

Відповідь:

a) Солі, які є похідними сильних основ і кислот, не гідролізують, оскільки їх йони (катіони і аніони) не зв’язують йони води ( чи ), а отже, і не зміщують її йонну рівновагу. Тому сіль не гідролізує, розчин цієї солі нейтральний ( ).

б) Сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою. Вони гідролізують з утворенням слабкої основи (якщо це сіль однокислотної основи) або основних солей. Розчини таких солей мають кислу реакцію ( ).

І стадіяМолекулярне рівняння:

Йонне рівняння:

Йони не приймають участі в процесі гідролізу.Скорочене йонне рівняння:

( )

Як видно, в результаті реакції з’являється надмір водневих йонів, що зумовлює кислий характер розчину. За звичайних умов цей процес протікає в основному по І стадії, але при зміні умов можливий багатостадійний процес (друга та третя стадії).

ІІ стадія

( ).

ІІІ стадія

( ).

в) При гідролізі солі утворюється деякий надлишок йонів і тому розчини солей, утворених сильною основою і

слабкою кислотою, мають лужну реакцію ( ). Реакція протікає постадійно.

І стадія

( )

ІІ стадія

( )

г) Одним з варіантів гідролізу є солі утворені слабкою основою та слабкою кислотою, наприклад (NH4)2CO3, CH3COONH4, Al2S3). Під час гідролізу амоній ацетату CH3COONH4 ацетат-іони зв’язують йони Н+, утворюючи слабкодисоційовану оцтову кислоту CH3COOH; амоній-іони NH зв’язують йони ОН− утворюючи слабку основу – амоній гідроксид NH4OH:

CH3COONH4,+H2O↔ NH4OH+CH3COOH

CH3COO−+ NH ↔ CH3COOH+ NH4OH

Реакція розчину залежить від константи дисоціації продуктів гідролізу – основи та кислоти. У цьому разі константи дисоціації NH4OH і CH3COOH приблизно рівні. Тому реакція розчину є нейтральною.

Солі слабкої основи та слабкої кислоти підлягають гідролізу, реакція розчину залежить від співвідношення констант дисоціації продуктів гідролізу.

Стан рівноваги реакції гідролізу характеризується ступенем гідролізу P, що дорівнює відношенню концентрації тієї частини солі, яка вступила в реакцію гідролізу Сгідр, до загальної концентрації розчиненої солі (C):

Ступінь гідролізу залежить насамперед від природи розчиненої солі: чим слабкіші кислота і основа, що утворили сіль, тим сильніше відбувається зв'язування йонів H+ і OH− з відповідними ионами солі і тим вищий ступінь гідролізу P.

З підвищенням температури ендотермічний процес дисоціації води посилюється, рівновага зміщується в бік утворення йонів H+ і OH−. Збільшення концентрації йонів, що утворюються внаслідок дисоціації води, посилює процеси зв'язування їх з катіонами або аніонами солі, і ступінь гідролізу P зростає.

Якщо в розчині солі, що зазнала гідролізу, підвищити концентрацію одного з продуктів реакції, то рівновага гідролізу, за принципом Ле Шательє, зміститься в бік вихідної солі і ступінь гідролізу зменшиться. Наприклад, якщо до розчину ацетату натрію додати гідроксид натрію, концентрація йона OH− збільшиться; рівновага гідролізу цієї солі (див. наведене вище рівняння гідролізу) зміститься таким чином, щоб послабити збільшення концентрації цих йонів, тобто в бік вихідних речовин, і ступінь гідролізу зменшиться.

Від розбавлення водою кількість частинок розчиненої речовини в одиниці об'єму зменшується і рівновага гідролізу змішується в такому напрямі, щоб послабити зменшення кількості частинок розчиненої речовини. Якщо під час гідролізу з одного

йона розчиненої солі утворюються дві частинки розчиненої речовини (див. йонні рівняння гідролізу ацетату натрію, карбонату натрію, хлориду цинку), то рівновага таких реакцій зсувається В бік утворення продуктів (більшого числа частинок) і ступінь гідролізу зростає. При перебігу гідролізу солі слабкої основи і слабкої кислоти число частинок

розчиненої речовини у розчині не змінюється (див. рівняння гідролізу ацетату амонію), тому рівновага гідролізу від розбавлення не зміщується.

Вправи для самостійного розв’язування11.1 Які з наведених нижче солей будуть піддаватись більш

сильному гідролізу: а) чи ; б) чи ? Відповідь обґрунтуйте і напишіть відповідні рівняння реакцій.

11.2 Складіть молекулярні та йонно-молекулярні рівняння реакцій:а) в) б) г)

11.3 Вкажіть, розчини яких сполук мають , , : , , , . Відповідь

обґрунтуйте і напишіть відповідні рівняння реакцій.11.4 Складіть в молекулярній та йонно-молекулярній формах

рівняння реакцій гідролізу таких сполук: , , . Яка реакція водних розчинів цих

солей?11.5 Яке середовище матимуть водні розчини відповідних

солей , , , ? Напишіть молекулярні і йонні рівняння реакцій.

11.6 Чи зміниться рН розчину цинк хлориду при нагріванні? Якщо так, то в яку сторону і чому? Напишіть відповідні рівняння реакцій.

Тест

11.1 Кислий розчин одержується при розчиненні у воді: 1) , 2) 3) 4) .

11.2 Лужний розчин одержується при розчиненні у воді: 1) 2) 3) 4)

11.3 Яке середовище (лужне, нейтральне або кисле) в розчинах чотирьох вказаних речовин? Напишіть рівняння реакцій гідролізу солей

Речовина Середовище розчинів Рівняння гідролізу

1) ... ...

2) ... ...

3) ... ...

4) ... ...

11.4 Щоб послабити або припинити гідроліз розчину ферум (ІІІ) хлориду необхідно трохи додати: 1) хлоридної кислоти, 2) калій гідроксиду, 3) тверду сіль , 4) дистильовану воду.

11.5 Які з солей: , , , , , гідролізуються? Напишіть відповідні рівняння гідролізу в йонній формі і вкажіть, яким буде середовище в розчині (кисле, нейтральне, лужне).

Тема 12 ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Приклад 1. Чим відрізняються кристалічні гратки металів від: а) йонних; б) атомних?

Відповідь: Кристалічні гратки металів утворюються тільки

позитивними йонами. Йонні – як позитивними, так і негативно зарядженими йонами. Тип зв’язку в кристалічних гратках металів – металічний, а в атомних – ковалентний.

Будова кристалічних граток металів обумовлюється їх фізичними і хімічними властивостями. Завдяки рухливим електронам метали мають високу тепло- і електропровідність. Поскільки метали легко віддають зовнішні електрони, тому вони є сильними відновниками.

Питання 2. Які загальні фізичні властивості металів? Поясніть ці властивості, ґрунтуючись на уявленнях про металічний зв’язок.

Відповідь: Фізичні властивості металів: металічний блиск, висока

тепло- і електропровідність, ковкість і пластичність. Провідність тепла і електрики пояснюється рухом вільних електронів в кристалічній гратці металів. Ковкість і пластичність металів пояснюється рухом окремих шарів йонів один відносно іншого. Густина металів, температури їх плавлення і кипіння відрізняються і залежать від міцності металічного зв’язку.

Питання 3. Чому деякі метали пластичні (наприклад, мідь), а інші – крихкі (наприклад, стибій)?

Відповідь:

Атоми крихких металів мають число вільних електронів від п’яти до семи. Ці електрони забезпечують міцну взаємодію між окремими шарами йонів і запобігають їх ковзанню один відносно іншого. Взаємодія між йонними шарами у пластичних металів мала, оскільки число вільних електронів між шарами менше, ніж у крихких металів.

Приклад 4. На основі вчення про будову атомів поясність,

чим метали за хімічними властивостями відрізняються від

неметалів.

Відповідь: Основна відмінність металів від неметалів та, що атоми

металів легко віддають свої валентні електрони, тобто є сильними відновниками. Метали окиснюються окисниками: киснем, воднем, галогенами, сіркою, гідроген-іонами та йонами інших металів.

Приклад 5. Чому метали взаємодіють з неметалами? Напишіть рівняння реакцій, вкажіть які продукти реакцій утворюються.

Відповідь:Хімічні властивості металів визначаються здатністю їх

атомів легко віддавати валентні електрони і перетворюватись на позитивні йони внаслідок низьких значень електронегативностей, які обумовлені невеликими енергіями

йонізації та спорідненістю до електрона (часто від’ємною). Приклади взаємодії металів з неметалами:Реагент (неметал) Рівняння реакцій Продукти реакцій

Кисень2Ca + O2 → 2CaO

4Fe + 3O2 →2 Fe2O3

2Na + O2 → Na2O2

оксидабо

пероксид (з киснем реагують усі метали, крім золота, срібла, платинових металів).

Сірка Fe + S → FeS сульфід (з сіркою реагують усі метали, крім золота та платини).

Хлор2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

2Au + 3Cl2 → 2AuCl3хлорид

(реагують - всі).Азот 6Na + N2 → 2Na3N нітрид

(реагують тільки лужні, магній та лужноземельні).

Фосфор3Mg + 2P → Ca3P2

3Na + P → Na3Pфосфід

(реагують майже всі)

Вуглець4Al + 3C → Al4C3

3Fe + C → Fe3Cкарбід

(реагують майже всі)

Кремній 2Ca + Si → Ca2Si силіцид(реагують майже всі)

Водень 2La + 3H2 → 2LaH3 гідрид(реагують майже всі).

Приклад 6. Як взаємодіють метали з водою? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

Відповідь:

По відношенню до води та водних розчинів метали діляться на активні, пасивуючі та інертні. Всі метали, які знаходяться в ряду активності до водню повинні витісняти його з води. В дійсності - витісняють тільки активні метали, решта не витісняють, тому що:1. Метали покриваються оксидною плівкою, яка захищає їх від розчинення.2. Ряд активності справджується для 1 моль∙екв./л розчинів, а концентрація йонів H+ у воді тільки 10-7 моль/л, надзвичайно мала.

З водою при звичайній температурі взаємодіють лужні та лужноземельні метали і талій. При цьому утворюються відповідні гідроксиди і виділяється водень. Наприклад:

2Tl + 2H2O = 2TlOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

При нагріванні з водою взаємодіють також магній та берилій:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Be + 2H2O = Вe(ОН)2 + H2

Метали підгрупи скандію і лантаноїди теж реагують з водою, хоча і повільно:

2Sc + 6H2O = 2Sc(OH)3 + ЗH2↑При взаємодії калію з водою загоряється водень,

реакція Rb і Cs супроводжується вибухом.Алюміній, галій, індій, германій, олово, свинець, стибій

і бісмут при високих температурах взаємодіють з водяною парою, при цьому виділяється водень і утворюються відповідні оксиди, в яких метали проявляють свої стійкі ступені окиснення.

Наприклад : Pb + H2O = PbO + H2

Деякі метали здатні взаємодіяти з водою не витісняючи з неї водню. Це пояснюється тим, що вони утворюють погано розчинні у воді гідроксиди, які осідають на поверхню металу і утворюють на ній захисні плівки. Наприклад, магній, який

спочатку взаємодіє з водою, потім покривається нерозчинним гідроксидом:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑Якщо ж гідроксид нестійкий, то він на поверхні металу

розпадається і утворює захисну плівку оксиду, наприклад, Al2O3, Сr2О3, на цинку у вигляді ZnO і т.д. Зменшення активності металу за рахунок утворення захисних плівок називається пасивацією. При видаленні захисної плівки метал реагує з водою.

З металів побічних підгруп, з водою, при нагріванні взаємодіють тільки елементи третьої побічної підгрупи. При цьому виділяється водень і утворюються практично нерозчинні у воді гідроксиди :

2La + 6H2О = 2La(ОH)3 + ЗН2

Інші d-метали, за винятком найменш активних (технецію, ренію, металів родини платини, металів побічної підгрупи першої групи та ртуті), взаємодіють при високих температурах з водяною парою. При цьому виділяється водень і утворюються відповідні оксиди або гідроксиди:

2Cr + ЗН2О = Сr2О3 +3H2

Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + Н2

При нагріванні лантаноїди взаємодіють з водою, при цьому утворюються нерозчинні у воді гідроксиди :

2Lа + 6H2O = 2Lа(OH)3 + 3H2,де Ln - атом лантаноїду. Цей процес краще

відбувається з металами церієвої групи. Уран і торій взаємодіють з водяною парою при температурі 200-3000C, при цьому водень, що утворюється, реагує з металом, утворюючи гідрид:

U + 2H2O = UO2 + 2Н2↑2U + 3H2 = 2UH3

Приклад 7. Як взаємодіють метали з лугами ? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

Відповідь:3 лугами взаємодіють тільки ті метали, оксиди яких

володіють амфотерними властивостями. При дії лугу на цинк одержується сіль цинкової кислоти - цинкат з виділенням водню, яке пов’язується з взаємодією атомів металу з молекулами води

Zn + Н2О = Zn(OH)2 + Н2

Роль лугу полягає в розчиненні захисної плівки Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Сумарно записують:Zn + 2NaОН + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑

2Al + 2NaОН + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑або 2Al + 2NaОН + 2H2O= 2NaAlO2 + 3H2↑

Берилій, алюміній, галій, індій, олово й свинець розчиняються у лугах, причому олово й свинець краще, при нагріванні, з утворенням відповідних гідроксосолей:

Be + 2KОН + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2↑2Al + 2KОН + 6H2O= 2K[Al(OH)4] + 3H2↑Pb + 2KОН + 2H2O = K2[Pb(OH)4] + H2↑Sn + 2KОН + 4H2O = K2[Sn(OH)6] + 2H2↑

Всі інші елементів головних підгруп у лугах нерозчинні.

Деякі метали побічних підгруп добре розчинні у лугах, зокрема цинк. Титан, цирконій, а також ванадій, ніобій і тантал повільно взаємодіють при нагріванні з концентрованими розчинами лугів, окиснюючись до вищих ступенів окиснення і утворюючи солі відповідних кислот :

Ti + 2KOH + H2O = K2TiO3 +2H2

2V + 2KOH + 4H2O = 2KVO3 + 5H2

Хром, вольфрам, реній і метали родини платини взаємодіють при високій температурі з розтопленими лугами в присутності окисників (кисню, калій нітрату KNO3, калій перхлорату KClO4 тощо):

W + 2KOH + 3KNO3 = K2WO4 + KNO2 + H2O

З лугами за звичайних умов лантаноїди й актиноїди не взаємодіють.

Приклад 8. Як реагують метали з найбільш вживаними кислотами HCl, HNO3, H2SO4?

Відповідь:Майже всі метали окиснюються кислотами. Характер

взаємодії з кислотою залежить від активності металу, його властивостей, а також від концентрації кислоти.

При взаємодії безоксигенової кислоти з металом, роль окислювача відіграє йон гідрогену Н+. Якщо ж з металом реагує оксигеновмісна кислота, то в ролі окислювача виступає Н+, або аніон кислотного залишку.

Хлоридна кислота HCl сильна кислота (α = 99%), вона містить 38% HCl у водному розчині (більше гідроген хлориду у воді не розчиняється).

Хлороводнева кислота – слабкий окисник за рахунок йонів Н+ , тому вона взаємодіє лише з металами, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів перед воднем, наприклад:

2 HCl + Mg → MgCl2 + H2↑HCl + Cu ≠

Схема взаємодії сульфатної кислоти з металами:

Приклади:Під час взаємодії з активними металами (наприклад, із

магнієм) в залежності від концентрації і температури паралельно відбуваються кілька реакцій з утворенням сполук сірки, в яких сірка має різні ступені окиснення (S+4O2, S0, H2S-2); однак переважають реакції з утворенням S0 і H2S.

+ = + + 2H2O

– 2e → 1

відновник

+ 2e → окисник

8 8

3 + = 3 + + 4H2O

– 2e → 3

3 відновник

+ 6e → окисник

Fe(t0), Cu, Sn, Hg

H2SO4

Mg, Ca, K, Zn

З металами, що розміщені в ряду електрохімічних

потенціалів зліва від гідрогену

16 16

4 + = 4 + + 4H2O

– 2e → 4

4 відновник

+ 8e → окисник

20 20Внаслідок взаємодії з малоактивними металами

(наприклад, міддю) утворюються сіль та сульфур (ІV):оксид Cu + 2H2SO4(к) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

У випадку розведеної сульфатної кислоти метали реагують з нею аналогічно хлоридній кислоті, тобто виділяється водень:

Zn + H2SO4 (р) → ZnSO4 + H2↑Нітратна кислота – сильний окисник. Внаслідок

взаємодії з металами водень не виділяється, він окислюється з утворенням води.

Схема взаємодії нітратної кислоти з металами:

Ко н ц ен т р о ван а

Ро звед ен а

Д уж е р о звед ен а

З у с ім ам ет а л ам и

З акти в н и м и м ет а л ам иC a , M g , A l

З м а л о акти в н и м и м м ет а л ам иC u , H g , A g

З акти в н и м и м ет а л ам иC a , Z n , M g , A l

N O2

+ 4

N O+ 2

N O+ 1

2

N O+ 1

2 N 0

2,N H3 3N H N O4,

H N O3

Приклади:

a) 0

Cu + 4 = + 2 + 2H2O

– 2e → 2

відновник5

N

+ e → 2 окисник

12 12

б) 0

Ca + 10Н (к) = 4 23

2

NOCa

+ + 5H2O0

Ca – 2e → 2

Ca

42 відновник

2 + 8e → 2 окисник

30 30

в) + 4H O3(р) = 3 NO3 + O + 2H2O

–e → 3

3 відновник

+ 3e → окисник

12 12

г) 4 + 10 H O3 (Р) = 4 + + 3H2O

– 2e → 4

4 відновник

+ 8e → окисник

30 30

Не реагує нітратна кислота з платиною (Pt), золотом (Au), радієм (Rh), талієм (Tl), іридієм (Ir), пасивує (при звичайній температурі): алюміній (Al), хром (Cr), залізо (Fe).

Приклад 9. Як можна встановити, що при горінні металічного натрію утворюється не оксид, а пероксид?

Відповідь:

Натрій пероксид, на відміну від оксиду, сильний окисник, він окислює йодиди в кислому середовищі до йоду.

.Натрій оксид реагує не з , а із .

.

Приклад 10. Атоми яких елементів є більш сильними відновниками – лужні метали чи водень? Підвердіть відповідь рівняннями реакцій.

Відповідь:

Лужні метали – більш сильні відновники, ніж водень. Це підтверджується тим, що вони витісняють водень із води і кислот:

;.

Приклад 11 Чому у фотоелементах використовують переважно цезій а не літій?

Відповідь:

Енергія йонізації атома цезію – найменша серед всіх лужних металів (за виключенням радіоактивного францію), тому при опроміненні цезію з його поверхні легко відриваються електрони, які використовуються у фотоелементах.

Приклад 12. Напишіть рівняння реакцій, які дозволяють здійснити наступні перетворення:

.

Відповідь:

1) натрій утворюються під час електролізу розплаву натрій хлориду

;

2) натрій реагує із воднем:.

3) натрій гідрид повністю гідролізується:.

4) при пропусканні надлишку сульфур (IV) оксиду через розчин натрій гідроксиду утворюється натрій гідросульфіт

.

Приклад 13. Напишіть рівняння реакцій:

.Відповідь:

;;;

;

↑.

Приклад 14. У вашому розпорядженні натрій хлорид і вода. Які речовини можна отримати із цих речовин, використовуючи необхідні прилади?

Відповідь: 1) ;

2) .

3) .4) .5) .6) .

7) .8) .9) .

10) .

11) .

Приклад 15. Напишіть рівняння реакцій взаємодії лужних

металів з киснем Відповідь:

Всі лужні метали легко окиснюються киснем повітря, причому літій утворює оксид:

;натрій пероксид:

;калій, рубідій та цезій – надпероксиди

.

Приклад 16. Металічний кальцій твердіший за літій, але м’якший від берилію. Як це можна пояснити, ґрунтуючись на вченні про будову кристалічних ґраток.

Відповідь:Кальцій твердіший за літій, оскільки він має два

електрони на зовнішньому рівні, а літій – один, і тому в утворенні металічного зв’язку в кальцію беруть участь більше число електронів, ніж у літію. Значить, металічний зв’язок в кальцію міцніший, ніж у літію, тому кальцій твердіший.

Атом берилію має менший радіус, ніж атом кальцію, тому в металічного берилію шари йонів міцніше зв’язані один з одним, ніж у металічного кальцію. Значить, берилій твердіший, ніж кальцій

Ці приклади свідчать про те, що твердість металу однозначно пов’язана з міцністю металічного зв’язку.

Задачі для самостійного розв’язування

12.1 Дано суміш трьох металів: алюмінію, заліза та міді. Яким чином можна розділити цю суміш, виділивши кожний метал у вигляді солі. Складіть відповідні реакції хімічних перетворень.

12.2 В результаті взаємодії 21,96 г металу з водою виділилось 3,584 л водню. Визначте цей метал, якщо у своїх сполуках він двовалентний.

(Відповідь: Барій)

12.3 Залізо масою 12,2 г сплавили з сіркою масою 6,4 г.

До добутого продукту добавили надлишок хлоридної

кислоти. Газ, що виділився, пропустили крізь розчин

купрум (ІІ) хлориду масою 200 г з масовою часткою

15%. Яка маса осаду утвориться?

(Відповідь: 21,30 г)12.4 Визначити тепловий ефект реакції горіння цинку в кисні,

якщо в результаті спалювання виділилось 6,98 кДж теплоти.

(Відповідь: кДж)12.5 Манган добувають електролізом водного розчину манган

(ІІ) сульфату з інертними електродами. Визначити, яку масу мангану добуто, якщо на аноді зібраний кисень об’ємом 16,8 л (н.у). Врахуйте, що вихід кисню кількісний, а вихід металу становить 84%

(Відповідь: г)12.6 Яку масу свинцю можна добути, здійснюючи електроліз

водного розчину плюмбум (ІІ) нітрату масою 60 г? Масова частка солі у розчині дорівнює 15%. Який об’єм газу, виміряний за нормальних умов, виділиться під час електролізу?

(Відповідь: г; л)12.7 Хром (VI) оксид масою 8 г розчинили у воді

об’ємом 800 мл. Визначте масову частку (%) хроматної

кислоти в одержаному розчині.

(Відповідь: )

12.8 Вкажіть газоподібні й тверді речовини, які в процесі

виплавлення чавуну є: а) відновниками; б) окисниками.

12.9 Чавун містить Карбон у формі ферум карбіду (цементит). Масова частка Карбону в чавуні складає 3,6%. Обчислити масову частку карбіду в чавуні.

(Відповідь: )12.10 Один зразок заліза покритий шаром олова, інший -

цинку. Який метал буде окислюватись при корозії в разі руйнування поверхні?

(Відповідь: руйнуватись буде цинк.)12.11 Залізна руда має склад: магнетит (масова частка

55%), ільменіт (масова частка 15%) та інші речовини, що не містять заліза і титан. Яку масу заліза й титану можна добути з такої руди масою 300 кг?

(Відповідь: кг, кг)12.12 Скільки теоретично можна добути чавуну, що містить

3% вуглецю та 3% інших домішок, з 1т руди, що містить 55% заліза?

(Відповідь: т)12.13 Є речовини: цинк, мідь, кисень, водень, сульфатна та

нітратна кислоти різної концентрації. Як можна добути дві прості і вісім складних речовин? Запишіть відповідні рівняння реакцій.

Тест

12.1 Біле золото, яке використовується в ювелірній справі, являє собою сплав:1) золота з сріблом2) золота з нікелем3) золота з міддю4) срібла з міддю

12.2 Які метали входять до складу сплаву Вуда?1) ; 2) ; 3) ; 4) .

12.3 Які метали відносяться до кольорових?1) ; 2) ; 3) ; 4) .

12.4 Які хімічні процеси протікають в доменній печі при ?

1) 2) 3) 4)

12.5 Леговані сталі, які містять крім заліза інші метали. Вони мають цінні властивості і широко використовуються в промисловості. Легуючими добавками служать: , ,

, , , . Які з цих добавок необхідно використати для отримання сталі, яка має такі властивості:

Властивості Приклади виробів Добавки1 Твердість Дробильні агрегати, сейфи2 В’язкість,

еластичність

Автомобільні двигуни, вісі, рами

3 Корозійна стійкість

Нержавіюча сталь

12.6 В літакобудуванні та інших областях сучасної техніки широко використовують сплави на основі алюмінію. Дюралюміній містить ….. .

12.7 Мідь із іншими металами утворює сплави, найбільше значення з яких мають бронза, мельхіор, латунь, монетні сплави („срібні монети”). Якому із наведених складів відповідають названі вище сплави?

Склад сплаву Назва1 60% і 40% 2 60% , 30% , 1% і 1% 3 90% і 10% 4 80% і 20%

12.8 Контакти деяких радіодеталей покривають шаром золота. Це робиться для … .

12.9 Для регенерації повітря у підводних човнах та космічних кораблях використовують … , який отримують спалюючи … . вбирання карбон (IV) оксиду і виділення кисню відбувається згідно рівняння реакції:

12.10 Літій активно сполучається із воднем: невелика його кількість може зв’язати великий об’єм цього газу. Таблетки літій гідриду використовують як портативне джерело водню під час аварій над морем: під дією води вони швидко розкладаються, наповнюючи воднем рятівні човні і жилети. Хімічну взаємодію літій гідриду із водою можна записати у вигляді … .

Тема 13 ЕЛЕКТРОХІМІЧНІ ПРОЦЕСИ

Приклад 1. Яким чином характеризує хімічні властивості металів електрохімічний ряд напруг?(Див. додаток Ж).

Відповідь:1) Чим більш негативний електродний потенціал

металів, тим більша його відновна властивість.2) Кожний метал витісняє (відновлює) із розчинів

солей ті метали, які розміщені в ряду напруг металів після нього. Винятком є лише лужні і лужноземельні метали, які не будуть відновлювати йони інших металів із розчинів їх солей. Це пов'язано з тим, що в даних випадках з більшою швидкістю протікають реакції взаємодії металів з водою.

3) Всі метали, які мають негативний стандартний електродний потенціал, тобто знаходяться в ряді напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його із розчинів кислот.

Електрохімічний ряд напруг металів характеризує поведінку металів і їх солей тільки у водних розчинах, поскільки потенціали враховують особливості взаємодії того чи іншого йону металу з молекулами розчинника. Тому ряд починається з літію. Це пов'язано із винятково високою енергією процесу гідратації йонів літію в порівнянні із йонами інших лужних металів.

Приклад 2. Який пристрій використовують для перетворення енергії хімічної реакції в електричну?

Відповідь:Система або пристрій для безпосереднього

перетворення енергії хімічної реакції в електричну називається гальванічним елементом.

Прикладом такої системи є гальванічний елемент Даніеля – Якобі (рис 13.1):

Рисунок 13.1 – Гальванічний елемент Даніеля - Якобі

Гальванічний елемент Даніеля - Якобі складається із цинкового і мідного електродів, занурених відповідно у розчини сульфатів цинку і купруму, які розділені пористою перегородкою (рис.13.1 ).

Під час роботи цинк окислюєтьсяZn = Zn2+ + 2ē (окиснення),

а йони купруму відновлюютьсяCu2+ + 2е = Cu (відновлення).

Сумарний процес:Zn + Cu2+= Cu + Zn2+

Ця реакція є оборотною, оскільки рівновага зміщується вліво, якщо пропускати електричний струм від зовнішнього джерела у протилежному напрямку.

Електрод, на якому відбувається окиснення, називається анодом (Zn). Електрод, на якому відбувається відновлення — катодом (Cu).

Схематично гальванічний елемент Даніеля – Якобі зображають так:

(—) Zn ׀ Zn2+ ׀׀ Cu 2+׀ Cu (+)На цинковому електроді відбувається розчинення

цинку з перетворенням його атомів на йони, (процес окиснення), а вивільнені електрони по провіднику переходять на мідний електрод, де відбувається розрядження катіонів Купруму, що супроводжується виділенням металічної міді (процес відновлення).

Електричний струм, що виникає в гальванічному елементі, здатний виконувати корисну роботу. Величина роботи, яку можна виконати внаслідок перетворення хімічної енергії окисно-відновної реакції, що відбувається в гальванічному елементі, залежить від величини струму, який виникає в цьому елементі.

Максимальне значення напруги гальванічного елемента, що відповідає перебігу реакції в прямому і зворотному напрямках називається електрорушійною силою гальванічного елемента (ЕРС). Вона дорівнює різниці потенціалів між його електродами.

Приклад 3. На яких окисно-відновних процесах базується робота акумуляторів?

Відповідь:Акумулятори — це прилади для накопичування

хімічної енергії, яка в разі потреби може перетворюватися в електричну енергію.

Вони здатні перетворювати нагромаджену хімічну енергію на електричну (при розрядженні), а електричну – на хімічну (при зарядженні).

Найбільше поширення і практичне застосування мають свинцевий і лужні акумулятори.

Свинцевий, або кислотний, акумулятор складається з двох електродів, занурених у розчин сульфатної кислоти (22—28 %-й). Один електрод (спресований PbO2) є позитивним полюсом, а другий (решітчаста пластина металічного свинцю) — негативним полюсом акумулятора. Схему свинцевого акумулятора можна записати так:

(-) Pb ׀ H+, SO4(+) PbO2 ׀ -2

Під час зарядження, коли через акумулятор пропускають постійний електричний струм, на електродах відбуваються такі електрохімічні процеси:

Рисунок 13.2 - Схема роботи свинцевого акумулятора

На катоді (-): PbSO4 + 2ē → Pb + SO42-.

На аноді (+): PbSO4 + 2H2O — 2ē → PbO2 + 4H+ + SO42-

Під час розряджання акумулятора на електродах відбуваються протилежні процеси (рис.13.2):

На аноді (-): Pb + SO42- — 2ē → PbSO4 φ° = 0,36 В.

На катоді (+): PbO2 + 4H+ + SO42- + 2ē → PbSO4 + 2H2O

φ° = 1,68 В.Загальне рівняння реакції роботи свинцевого

акумулятора має вигляд:

розрядження Pb + 2H2SO4 + PbO2 PbSO4 + 2PbSO4 + 2H2O.

EPC акумулятора Е° = φ°кат. - φ°ан. = +1,68 - (-0,36) = + 2,04 В.Якщо при експлуатації акумулятора EPC зменшується

до 1,85 В, то його треба зарядити, під'єднавши до зовнішнього джерела постійного струму.

До лужних акумуляторів належать залізно-нікелевий, кадмієвий і срібно-цинковий акумулятори. Електролітом для них є 20 - 30 %-й розчин лугу KOH і LiOH.

Зарядження і розрядження лужного залізо-нікелевого акумулятора відбувається за схемою: розрядження

Fe + 2Ni(OH)3 Fe(OH)2 + 2Ni(OH)2.Негативним електродом є спресований порошок заліза

з добавками меркурій пероксиду тощо, а позитивним електродом - Ni(OH)3, (точніше, гідратований нікель оксид Ni2O3 ∙ H2O, або NiO(OH), тобто

(-) Fe ׀ K+, OH- ׀ Ni(OH)3 (+)Залізо-нікелевий акумулятор має EPC 1,36 В. У кадмієво-нікелевому акумуляторі замість заліза

катодом є губчастий кадмій. Схема такого акумулятора має вигляд:

(-) Cd ׀ K+, ОН- ׀ Ni(OH)3 (+),а заряджається і розряджається він за рівнянням:

розряджається

Cd + 2Ni(OH)3 Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2

У срібно-цинковому акумуляторі катодом є цинк, а анодом – аргентум оксиди. Хімічні реакції, що відбуваються при розрядженні і заряджанні акумулятора наступні:

розряджається

Ag + Zn(OH)2 AgO + Zn + H2O.

Електрична схема такого акумулятора має вигляд:(-) Zn ׀ K+, OH -, AgO ׀ Ag (+).

EPС срібно-цинкового акумулятора дорівнює 1,85 В. Він має високу ємність на одиницю маси і тому останнім часом його часто використовують як автономне джерело енергії.

До акумуляторів пред’являють жорсткі технічні умови (до маси, габаритів, ємності на одиницю маси, вартості тощо), тому обмежується кількість окисно-відновних реакцій, які можна реалізувати.

Приклад 4. В яких елементах використовують перетворення енергії горіння в електричну?

Відповідь:Останнім часом у різних країнах використовують нові

джерела електричного струму - паливні елементи. В них електричний струм виникає в результаті хімічної взаємодії горючих речовин (водню, коксу, природного газу, бензину тощо) з окисниками (кисень, повітря, хлор, фтор), які безпосередньо подаються ззовні до електродів, а продукти реакції відводяться.

Технічно впроваджувати паливні елементи складно, однак дуже важливо, оскільки ККД їх ~ 100% (рис. 13.3). Прикладом може бути лужний воднево-кисневий паливний елемент, в якому здійснюється електрохімічне окиснення водню. Цей елемент складається з дрібнопористих вугільних або нікелевих електродів, занурених у лужний розчин електроліту. На електродах відбуваються такі електрохімічні процеси:

Анод 2H2 + 4OH- - 4ē= 4H2OКатод O2 + 2H2O + 4ē = 4OH-

2H2 + O2 = 2H2O

Рисунок 13.3 - Схема роботи воднево-кисневого паливного елемента

Водень дифундує крізь пористий електрод з каталізаторами (Pt, Pd, Ni), кисень - крізь другий електрод зі змішаними каталізаторами (Co, Al або Fe, Mn і Ag). ККД воднево-кисневого елемента становить 60 - 70 %.

Приклад 5. Під дією чого відбувається електроліз? Що відбувається на електродах?

Відповідь: Електроліз - це сукупність окисно-відновних

електрохімічних процесів. Вони відбуваються під впливом електричного струму на електродах, занурених у розчин або розплав електроліту. Під дією джерела струму на одному з електродів утворюється надлишок електронів ("-" електрод), на другому - нестача електронів ("+" електрод). Під час проходження електричного струму через електроліт виникає спрямований рух йонів. Катіони переміщуються до негативного електроду, аніони - до позитивного.

Йони, які перебувають поблизу негативного електроду, приймають електрони, тобто відновлюються. Електрод, на якому відбувається реакція відновлення, називають катодом. Йони, які перебувають поблизу позитивного електрода,

віддають електрони, тобто окиснюються. Такий електрод називається анодом (рис. 13.4).

Рисунок 13.4 – Схема роботи електролізера

Приклад 6. Із яких матеріалів виготовляють електроди?Відповідь:

Важливу роль в процесі електролізу відіграє матеріал, з якого виготовлено електроди, особливо анод, який може окислюватись. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертними і активними анодами. Для інертних анодів використовують графіт, вугілля, платину, а як активні - будь-який метал.

Приклад 7. Поясніть суть електролізу водних розчинів.

Відповідь: Під час електролізу водних розчинів з інертними електродами поряд з катіонами та аніонами в електрохімічних реакціях беруть участь молекули води.

Катодні процеси.Щоб визначити, які йони братимуть участь в катодному

процесі, необхідно врахувати значення стандартних потенціалів електродів, яким відповідають йони в розчині. Тому доцільно користуватись рядом стандартних потенціалів.

Можливі наступні випадки:

1) Якщо в розчині містяться йони металів, для яких (від початку ряду активності до включно),

то відновлюватись будуть молекули води:

2) Якщо в розчині містяться йони металів з (від до ), то вони практично повністю відновлюються.

Наприклад:

3) У розчині, що містить йони металів із значеннями стандартних потенціалів електродів металів: ( від до ), то відбувається одночасно два процеси - відновлення катіонів металу і молекул води:

У цих паралельних процесах буде переважати перший, тобто спочатку відновлюється цинк.

Анодні процеси.1) У реакціях на аноді можуть брати участь аніони

деяких безоксигенових кислот ( , , , ) та гідроксид-іони , наприклад:

2) Якщо ж у розчині наявні аніони , , , , то окиснення зазнає не аніон, а вода:

3) Під час електролізу з розчинними електродами на аноді окислюється метал. наприклад, якщо анод нікелевий:

Приклад 8 Складіть рівняння електролізу водного розчину сульфатної кислоти з інертними електродами.

Відповідь: У водному розчині сульфатна кислота практично повністю дисоціює на йони:

І ступінь ІІ ступінь

Катод (-) Анод (+) Складаємо загальне рівняння електролізу:

____________________________________

або

Під час електролізу розчину сульфатної кислоти розкладається вода з утворенням водню і кисню.

Приклад 9. Складіть електрохімічне рівняння реакцій електролізу розплаву натрій гідроксиду.

Відповідь:

катод (-) анод (+)

Приклад 10. Які процеси мають місце при електролізі водних розчинів в залежності від середовища?

Відповідь:При електролізі водних розчинів залежно від

середовища можуть мати місце різні процеси: для їх розуміння вони зведені у відповідну таблицю:

Катод (-) Середовище Анод (+)2H+ + 2ē → H2

0

2H2O + 2ē → H20 + 2OH-

кисленейтральнелужне

2H2O → O20 + 4H+ + 4ē

4OH- → 2H2O + O20 + 4ē

Важливим є розуміння процесів, що мають місце на аноді і катоді при проходженні електролізу водних розчинів.

Приклад 11. Поясніть послідовність розряду йонів на катоді і аноді.

Відповідь:Послідовність розряду йонів:На катоді: Послідовність розряду катіонів

визначається їх положенням в ряду напруг, схематично його запишемо:

Н+ (Н2О) розряджаються, тобто відновлюються на катоді при потенціалах, що відповідають положенню між Al3+ і Mn2+; Визначимо послідовність розряду катіонів на катоді при наявності йонів :

H2O Ag1+ K1+ Ni2+ Mg2+

3 1 - 2 -В першу чергу, на катоді будуть розряджатися катіони

з найбільш позитивним потенціалом, тобто Ag1+ потенціал якого становить +0,799 B; після цього відновленню підлягають йони Ni2+ потенціал якого -0,250 В і в кінцевому плані катіони водню (якщо середовище кисле), або електрохімічно відновлюються молекули води. Йони Mg2+

(потенціал -2,363 В) і K1+ (потенціал -2,924 В) не

відновлюються, поскільки знаходяться лівіше від місця розряду молекул води. З вищенаведеного можна зробити висновок : при електролізі водних розчинів солей на катоді не відновлюються найбільш активні метали (від початку ряду напруг до Al включно).

На аноді: На аноді можуть розряджатися негативно заряджені групи, або нейтральні молекули, тобто окиснюватися.

Розряд відбувається в нижчезазначеній послідовності: І S2-; C1 -; І -; Br -; OH -

тобто руйнуються аніони безоксигенових кислот;ІІ H2OIII SO4

2-; СО3 2-, NO3- (оксигеновмісні аніони).

При електролізі водних розчинів аніони оксигеновмісних кислот, як правило, не розряджаються.

Визначимо послідовність окиснення відповідних аніонів:

Н2O Сl- SO42- NOз - І-

3 2 - - 1В першу чергу розряджаються в даному випадку І- в

порівнянні з йонами Сl-, як такі, що мають більший радіус йона. Після цього розряду підлягають молекули води з виділенням кисню, аніони оксигеновмісних кислот практично не розряджаються.

Послідовність розряду аніонів:В першу чергу розряджаються аніони кислотних

залишків, які не містять оксигену, тобто С l-, І -, CN -, S 2- і ін.В другу чергу розряджаються гідроксильні йони, якщо

електролізу піддається сіль оксигеновмісної кислоти, або сама кислота. Утворені при розрядці гідроксильних йонів нейтральні групи ОН тут же розкладаються згідно рівняння:

4OH- = 2H2O + O2↑4OH- -4ē → 2H2O + O2↑

Не розряджаються йониSO4

2-; CO32-; NOз – і т. д.

Приклад 12. Визначіть: а) послідовність розряду (відновлення) катіонів на катоді при наявності йонів:

та б) розряду (окиснення) аніонів на аноді:

Відповідь: а) В першу чергу на катоді будуть розряджатися катіони з найбільш позитивним потенціалом, тобто , потенціал якого становить ; після цього відновленню підлягають йони потенціал якого

і в кінцевому плані катіони Гідрогену (якщо середовище кисле), або електрохімічно відновлюються молекули води. Йони (потенціал ) і (потенціал ) не відновлюються, поскільки знаходяться лівіше від місця розряду молекул води.

1 - 2 - 3 б) В першу чергу розряджаються, в даному випадку,

йони , як такі, що мають більший радіус в порівнянні з йонами . Пізніше розряд проходить у послідовності ,

. Останніми розряджаються молекули води.Аніони оксигеновмісних кислот практично не

розряджаються.

4 2 - - 1 3

Приклад 13. Зарисуйте схему і запишіть електрохімічні рівняння, що мають місце при електролізі водних розчинів CuCl2, KI, K2SO4 з інертним анодом.

Відповідь:

1. Електроліз розчину CuCl 2 з інертним анодом (рис.13.5 )

Рисунок 13.5 - Схема електролізу розчину CuCl 2 з інертним анодом

Мідь в ряді напруг розміщена після водню, тому біля катоду відбуватиметься розряд йонів і виділення металічної міді. Біля аноду розряджатимуться хлорид-іони. Схема електролізу розчину купрум (ІІ) хлориду:

2. Електроліз розчину калій йодиду.Калій знаходиться в ряду напруг набагато лівіше

водню, внаслідок чого на катоді розряджаються не йони К+, а гідроген-іони з води. Атоми Гідрогену, які при цьому утворюються з’єднуються в молекулу, таким чином біля катоду виділяється водень. По мірі розряду йонів водню дисоціюють нові молекули води, внаслідок чого біля катоду утворюється надлишок гідроксильних йонів, а також йони калію, які безперервно переміщуються до катоду, внаслідок чого утворюється КОН . Біля аноду проходить виділення

йоду, так як йони йоду розряджаються легше ніж гідроксильні йони води. Схема електролізу розчину калій йодиду:

3. Електроліз розчину K2SO4 з інертним анодом.Поскільки калій в ряду напруг розміщений значно

лівіше водню, то біля катоду відбуватиметься виділення водню і нагромадження гідроксильних йонів ОН - . Біля аноду виділятиметься кисень і нагромаджуються йони H+ . Одночасно в прикатодний простір надходитимуть йони К+ , а в анодний - йони SO4

2-.Отже, розчин залишатиметься електронейтральним.

Але в прикатодному просторі нагромаджується луг, а в прианодному - кислота. Схема електролізу розчину калій сульфату:

Приклад 14. Наведіть приклади електролізів розчинів NiSO4 і CuCl2 з розчинним анодом.

Відповідь:1. Електроліз розчину NiSO4 з розчинним анодом.Розглянемо електроліз розчину NiSO4 з нікелевим

анодом (рис. 13.6).

Рисунок 13.6 - Схема електролізу розчину NiSO4 з нікелевим анодом

Стандартний потенціал Ni (-0,250 В) трохи більший ніж -0,41 В, тому під час електролізу нейтрального розчину NiSO4

на катоді в основному розряджається йон Ni2+; і виділяється метал. На аноді відбуватиметься протилежний процес - окиснення металу, поскільки потенціал Ni, значно менший за потенціал окиснення води, тим більше за потенціал йону SO4

2-. Отже електроліз зводиться до розчинення металу аноду і виділення його на катоді:

2. Електроліз CuCl2 з мідним (розчинним) анодом.По особливому проходить процес електролізу, якщо

анод виготовлений з того ж металу, сіль якого знаходиться в розчині (рис. 13.7)

Рисунок 13.7 - Схема електролізу розчину CuCl 2 з мідним (розчинним) анодом

В цьому випадку йони не розряджаються біля аноду, але сам анод розчиняється, посилаючи в розчин йони Cu2+ .

Схема електролізу:

Весь процес зводиться до виділення міді CU0 на катоді і поступового розчинення анода. Кількість CuCl2 в розчині залишається незмінною.Приклад 15. Запишіть електрохімічні рівняння електролізу

розплаву натрій хлориду та магній хлориду.Відповідь:

Електролізом розплавів добувають метали, що мають більш негативні електродні потенціали і деякі їхні сплави.

Під час електролізу розплавів електролітів з інертними електродами на катоді завжди відновлюються катіони металу, а на аноді окиснюються аніони.

Приклад електролізу розплаву натрій хлориду:NaCl Na+ + Сl− (електроліт)

катод (-) Na+ +ē → Na0

анод (+) 2 Сl− - 2ē → Сl2

2

2 Na+ + 2 Сl− 2 Na + Cl2

або2 NaCl 2 Na + Cl2

Приклад електролізу розплаву магній хлориду:MgCl2 Mg2+ + 2Cl-

катод (-) Mg2+ +2ē → Mg0

анод (+) 2 Сl− - 2ē → Сl2

Mg2+ + 2Cl- Mg0 + Cl2

абоMgCl2 Mg + Cl2

Тепер електролізом добувають Al, Mg, Na, Li, Be, Ca. Для добування K, Ba, Rb, Cs електроліз розплавів практично не застосовується через високу хімічну активність цих металів і велику розчинність їх у розплавлених солях. Іноді добувають електролізом тугоплавкі метали Ti, Zr, Cr та інші.

Приклад 16. Наведіть приклади використання електролізу.Відповідь:

Процеси гальваностегії – це процеси нанесення за допомогою електролізу на поверхні металевих виробів шарів інших металів для захисту цих виробів від корозії, надання їх поверхності твердості, а також в декоративних цілях (рис. 13.8 ).

Рисунок 13.8 - Схема процесу гальваностегії

З численних гальванотехнічних процесів, що застосовуються в техніці, найважливішими є хромування і нікелювання. Суть гальванічного нанесення - добре очищену і знежирену деталь занурюють у розчин солі того металу, яким її слід покрити і приєднують як катод до кола постійного струму. Під час пропускання струму на деталі осаджується шар захисного металу. Найкращий захист створюють дрібнокристалічні щільні осади. Такі осади мають, крім того, кращі механічні властивості .

Гальванопластикою називають процеси виготовлення точних металічних копій з рельєфних предметів електроосадженням металу. За допомогою гальванопластики виготовляють матриці для пресування різних виробів (грамофонних пластинок, ґудзиків, тощо), матриці для тиснення шкіри та паперу, виготовлення радіотехнічних схем, друкарських кліше. Гальванопластику відкрив рос. академік Б.C. Якобі в 30-х роках XIX CT.

До гальванотехніки належать також інші види електрохімічної обробки поверхні металів: електрополірування сталі, оксидування алюмінію, магнію. Оксидування – це анодна обробка металів, в ході якої змінюється структура оксидної плівки на його поверхні. Це надає більшої корозійної стійкості металу. Крім того, метал набуває гарного зовнішнього вигляду.

У хімічній промисловості за допомогою електролізу добувають різні продукти - фтор, хлор, їдкий натр, H2 і O2

високої чистоти, H2O2 та багато ін.Електролітичне виділення металу з розчину

називається електроекстракцією. Руду, або збагачену руду - концентрат обробляють певними реагентами, внаслідок чого метал переходить в розчин. Після очищення від домішок розчин піддають електролізу. Метал виділяється на катоді і має високу чистоту. Цим способом добувають Zn, Cd, Co, Cr, Mn та інші.

Електролітичне рафінування застосовується для видалення з них домішок і для вилучення цінних компонентів. З металу, що підлягає очищенню, відливають пластини і ставлять їх як аноди в електролізер. При проходженні струму метал зазнає анодного розчинення - переходить у вигляді катіонів у розчин. Дані катіони металу розряджаються на катоді, утворюючи компактний осад чистого металу. Домішки, які є в аноді, або залишаються нерозчиненими і випадають у вигляді анодного шлаку, або переходять в електроліт, звідки їх видаляють.

Розглянемо електрорафінування міді: основним компонентом розчину є купрум (ІІ) сульфат, вказаний розчин має низьку електропровідність. Щоб збільшити її до розчину добавляють і деякі інші добавки, що сприяють утворенню компактного осаду. Металічні домішки, що є в неочищеній "чорновій міді" множна розділити на дві групи:

1. Fe, Co, Ni, Zn, які мають більш негативні електродні потенціали ніж мідь. Тому вони анодно розчиняються разом з міддю, але не осаджуються на катоді, а нагромаджуються в електроліті у вигляді сульфатів. У зв’язку з цим електроліт періодично змінюють.

2. Au, Ag, Pb, Sn мають дещо більш позитивні електродні потенціали. Благородні метали (Au, Ag) не зазнають анодного розчинення, а під час процесу осідають біля анода, утворюючи анодний шлам. Олово і свинець розчиняються разом з міддю, але в електроліті утворюють малорозчинні сполуки, що випадають в осад. Електролітичним способом рафінують Cu, Ni, Pb, Sn , Au , Mg

Розглянемо електрохімічний метод очищення чорнової міді, яка містить нижчезазначені домішки (рис.13.9 ):

- більш активних металів: Fe, Co, Ni, Zn...- менш активних металів: Au, Ag, Pb, Sn... На аноді безперечно в першу чергу окиснюються

метали з найбільш від’ємним електродним потенціалом, тобто

Ni; . На катоді відновлюватимуться йони металу з найбільш позитивним потенціалом, тобто Cu2+ (рис 13.9);

Рисунок 13.9 – Схема електрохімічного методу очищення чорнової міді

+: Ni0 → Ni2+ + 2ēCu0 → Cu2+ + 2ē

-: Cu2+ + 2ē → Cu0

Срібло випадає в осад у вигляді анодного шламу.

Приклад 17. Дайте визначення поняття „хімічної та електрохімічної корозії”. Наведіть приклади.

Відповідь:Корозія металів. Електрохімічна корозія.

Під дією навколишнього середовища метали руйнуються, перетворюючись в оксиди, гідрати оксидів та інші сполуки, руйнування металів під дією навколишнього середовища називають корозією.

Розрізняють два види корозії: хімічну та електрохімічну. Під хімічною корозією розуміють руйнування металу при взаємодії його сухими газами, або рідинами, які не проводять електричного струму. При нагріванні металів на повітрі більшість з них окислюються. У деяких металів,

особливо у заліза та його сплавів (чавун, сталь) оксиди утворюються у вигляді пористого шару, який не захищає поверхні металу від дальшого окислення. Особливо великої шкоди завдає електрохімічна корозія. Вона спостерігається при контакті двох металів різної активності з водою чи іншим електролітом.

Теорію електрохімічної корозії розробили російські вчені В. O. Кістяківський, В. Г. Акимов та інші. Згідно з цією теорією, найлегше руйнуються метали за наявності електролітів та інертних домішок (карбіди, метали з вищими значеннями стандартних потенціалів). У цих випадках створюються умови для виникнення гальванічного елемента.

Внаслідок електрохімічної корозії активніша складова частина руйнується, перетворюючись на оксид, гідроксид або розчинний електроліт, а на поверхні інертної домішки виділяється водень чи кисень.

Метал, або та частина його поверхні де проходить перехід йонів в розчин називається анодом (метал піддається корозії), а метал або поверхня на якому проходить відновлення - катодом.

Наприклад, якщо в розчин HCI опустити цинкову і міцну пластинку та з’єднати їх провідником, то електрони з більш активного металу будуть переходити на менш активний метал. В цьому випадку можливе відновлення йонів водню, по схемі, (рис.13.10 )

Рисунок 13.10 – Виникнення і робота мікрогальванічних елементів

Електрони будуть переходити, якщо поверхні металів дотикаються, або якщо в структурі одного металу є домішки іншого металу, що відрізняється за хімічною активністю.

Розглянемо корозійну поведінку стальних конструкцій, (сталь має домішки або вуглецю (С), або цементиту Fe3C) у вологому середовищі (атмосферні опади, підземна корозія, морська корозія тощо) (рис.13.11).

Попадаючи у вологе середовище проходить окиснення заліза по схемі:

Fe0 - 2ē → Fe2+,відповідно в області залізної пластини будуть виділятися катіони заліза.

Рисунок 13.11 – Виникнення і робота гальванічної пари за рахунок включення цементиту

У воді є йони Гідрогену, здатні до відновлення:

2H++ 2ē = H2

Крім того, у воді є також розчинений кисень, який теж здатний до відновлення:

O2 + 2H2О + 4ē = 4 ОН–

В області цементиту, маючи високу електропровідність, виділення катіонів не буде, тобто катіони в розчин не переходять.

Йони водню чи молекули кисню підходять до поверхні цементиту і відновлюються згідно вищезазначених рівнянь. Виникає гальванічний елемент, внаслідок чого метал руйнується. Як бачимо, в основі процесу лежать електрохімічні процеси. В даному випадку ми розглянули механізм корозії (тобто виникнення гальванічної пари, за рахунок включення цементиту). В даній парі цементит є катодом, залізо - анодом.

Отже, найважливішими окисниками, що спричинюють електрохімічну корозію, є розчинений кисень та йони Гідрогену.

Оскільки потенціал, що відповідає електродному процесу 2H++ 2ē = H2 в нейтральному середовищі дорівнює -0,41 В, то йони Гідрогену, що містяться у воді або в нейтральному водному середовищі, можуть окиснювати тільки ті метали, значення потенціалів яких менші за -0,41 В, тобто метали від початку ряду електрохімічних потенціалів до Кадмію.

Розчинений у воді кисень здатний окиснювати ті метали, потенціал яких менший за 0,8 В, оскільки потенціал, що відповідає електродному процесу O2 + 2H2О + 4ē = 4 ОН– у нейтральному середовищі дорівнює 0,8 В.

Отже, розчинений у воді кисень може окиснювати метали, розміщені від початку ряду електрохімічних потенціалів до Аргентуму.

Чисті метали стійкіші проти зовнішніх впливів, ніж сплави.

Якщо метал містить домішки, то корозія його в розчинах електролітів виникає як результат дії невеликих місцевих (локальних) гальванічних елементів (пар). Анодом гальванічного елемента стає активніший метал, який руйнується.

Подібні процеси проходять при контакті заліза та його сплавів з менш активними металами (рис. 13.12).

При контакті Fe з Cu, які знаходяться у вологому повітрі чи іншому нейтральному електроліті, виникає

гальванічний елемент, в якому негативним електродом служить залізо, а позитивним - мідь (рис. 13.12).

Рисунок 13.12 – Виникнення і робота Fe/Cu гальванічного елементу

В результаті роботи такого гальванічного елемента залізо окислюється, так як воно безпосередньо віддає свої електрони міді. В розчині електроліту йони заліза (ІІ) з’єднуються з йонами OH−, утворюючи Fe(OH)2, який окислюється киснем повітря в гідроксид заліза (ІІІ). Схема процесу:

Fe0 – 2 ē → Fe2+

O2 + 2H2О + 4е = 4 ОН–,Fe2+ + 2 ОН- = Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3

В результаті продукти корозії складаються із суміші ферум (ІІ) та ферум (ІІІ) оксидів та їх гідратів: xFenOm ∙ yH2O

Великої шкоди завдають так звані „,блукаючі струми”. Джерелом їх служить електротранспорт, лінії електропередач тощо. Струм величиною в 1 А протягом року знищує біля 10 кг заліза, 37 кг свинцю.

Розрізняють речовини - пасиватори та активатори корозії. Пасиватори - речовини за допомогою яких утворюються оксидні плівки на металах (конц. HNO3, сильні окисники K2Cr2O7). Активатори - речовини, які сприяють руйнуванню оксидної плівки (Cl-) в морській воді, де вміст їх значний.

Приклад 18. Наведіть приклади, зарисуйте схеми, запишіть електрохімічні рівняння, що мають місце при захисті металів від корозії.

Відповідь:Захист металів від корозії

Пасивність металу створюється утворенням на його поверхні тонкої плівки оксиду. Речовини, які сприяють утворенню такої плівки, як ми вже відзначали, називаються пасиваторами. Світові витрати металу, зв’язаної з корозією складають десятки млн. т в рік, тому методам захисту від корозії приділяється належна увага.

Інгібіторний методІнгібітори - сповільнювачі корозії, це складні хімічні

речовини, які адсорбуються на поверхні металу, захищаючи його від корозії. Інгібіторами можуть служити K2CrO4, K2Cr2O7, NaNO2, Na3PO4, а також високомолекулярні органічні речовини. По мірі експлуатації трубопроводу, збільшується кількість продукту корозії і збільшується опір при перекачуванні продукту. Після перекривання трубопроводу проводять чистку, вводять інгібітор і пізніше пропускають слабий розчин кислоти (рис.13.13).

Рисунок 13.13 – Адсорбція інгібітора на внутрішній поверхні трубопровода

Продукти корозії взаємодіють з останньою по схемі:

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2Oі виводяться з реакційної зони нейтральним розчином.

Захисні покриттяДля захисту від корозії метал покривають іншим

металом, більш стійким по відношенню до навколишнього середовища. Захисне покриття повинно бути суцільним і дуже густим. При порушенні цілісності метал, який захищається приходить в контакт з агресивним середовищем, що визиває корозію, тобто утворюється гальванічний елемент. Розрізняють гаряче покриття, метод напилення коли рідкий метал напилюють на інший, гальваностегію і т.д. Всі види покрить розділяють на дві категорії:

Анодне покриття - покриття даного металу більш активним металом, наприклад Fe можна захистити AI, Zn, Cd (рис. 13.14 ):

Катодне покриття – покриття даного мталу менш активним металом, наприклад Fe можна захистити Sn, Pb.

Рисунок 13.14 – Електорхімічні процеси при анодному та катодному захисті

Розглянемо модель, коли деталь працює в стаціонарному режимі, тобто в спокійному стані, без ударів, вібрації. В першому випадку залізо покрите цинком. Цинк - дорогий метал і, очевидно, таке покриття вимагає значних затрат. Якщо ми маємо суцільне покриття, то в стаціонарному,

режимі більш вигідно покривати оловом (більш пасивним металом). При порушенні цілостності покривного шару, цинк як більш активний метал, посилає свої йони в розчин. Виникає подвійний електричний шар: Zn0 - 2ē → Zn2+

Якщо ж весь час забирати електрони, тоді цинк руйнується, тобто піддається корозії: 2H+ + 2 ē → H2. Відновлення водню проходить на залізі.

В даному випадку цинк окислюється весь час, не дивлячись на те, що в наявності тріщини. Отже розглянутий випадок анодного покриття, тобто покриття більш активним металом захищає метал навіть у випадку тріщин.

В другому випадку залізо більш активне, посилає свої йони в розчин: Fe0 – 2 ē → Fe2+; 2H+ + 2 ē → H2.

Коли порушується покриття краще щоб олова взагалі не було, процес корозії проходить надзвичайно швидко. Невигідність покриття малоактивним металом очевидна. Якщо ж метал менш активний ніж метал, що захищається, таке покриття носить назву катодного. При пошкодженні катодного покриття метал, який ми захищаємо піддається більшій корозії.

Захисні покриття проводять ще фарбами, емалями, полімерними речовинами, оксидними плівками. Часто проводять процес вороніння, внаслідок чого на поверхні металу утворюються відповідні оксиди (Fe3O4, Cr2O3 та інші).

Протекторний захистДо металу, який необхідно захистити від корозії

прикріпляються пластинки більш активного металу – протектора (рис. 13. 15).

Рисунок 13.15 – Протекторний захист фрагмента залізної конструкції

В гальванічній парі протектором є анод, а конструкція катодом. Протектор поступово руйнується:

2п0 - 2ē → Zn2+; 2H+ + 2 ē → H2 (Fe).Так захищають металічні конструкції, які знаходяться

у водному середовищі.Катодний захист

Вся поверхня металу, який захищається від корозії штучно робиться катодом (рис.13.16 ):

Рисунок 13.16 – Катодний захист фрагмента залізної конструкції

Це досягається приєднанням металу який ми захищаємо до катоду зовнішнього джерела струму. Такий захист від корозії називається катодним. На металі катоду проходить процес: Fe0 – 2 ē → Fe2+ , тобто катод окиснюється, ржавіє, а контрукція буде захищеною. На катоді:Fe2+ + 2 ē → Fe0, тобто проходить процес відновлення.

Використання вказаного методу вимагає витрат електричної енергії, але цей спосіб піддається легкому контролю по величині струму, значить піддається дистанційному управлінню.

Кожного року внаслідок корозії безповоротно витрачається величезна кількість металу. Світова витрата металу становить приблизно 20 млн. т в рік. Витрати на ремонт або заміну деталей суден, автомобілів, апаратури хімічних виробництв, приладів у багато разів перевищують вартість металу з якого їх виготовляють. Істотними бувають непрямі витрати, спричинені корозією. До них можна віднести витікання нафти або газу з трубопроводів, псування харчових продуктів, втрати здоров’я. Отже, боротьба э корозією є важливою н/г проблемою. На захист від корозії витрачаються значні кошти з метою розвитку робіт по електрохімічних процесах, удосконаленню їх на виробництвах і впровадженню передових теорій в практику.

Питання для самоконтролю13.1. Що таке електродний потенціал? У чому різниця між

електродним і відновним, відновним і окисним потенціалом?

13.2. Чому не можна виміряти абсолютне значення електродного потенціалу?

13.3. Які продукти можна одержати електролізом? Наведіть приклади електролізу з різними типами електродів.

13.4. З якою метою використовують акумулятори та паливні елементи. Наведіть приклади з написанням електрохімічних рівнянь реакцій.

13.5. Зразки сплаву заліза помістили:1) у дистильовану воду2) у воду, насичену киснем3) у воду, насичену сумішшю газів: кисню і карбон (IV) оксиду4) у воду, через яку пропускали попередньо газоподібний водень.Корозія сплаву сильніше проходить у випадку ...

13.6. На швидкість корозії металічних конструкцій істотно впливає характер електроліту. Найбільш швидко буде піддаватись корозії металічний виріб, якщо електроліт містить:1) окисник в кислому середовищі при підвищеній температурі;2) відновник в кислому середовищі при помірній температурі;3) окисник у лужному середовищі при низькій температурі;4) відновник у лужному середовищі при підвищеній температурі.

13.7. Електрохімічна корозія металів, яка наносить велику шкоду, являє собою:1) руйнування металу при реагуванні його із оксидами нітрогену;2) реагування металу із киснем повітря;3) руйнування металу в середовищі електроліту із виникненням всередині системи електричного струму;4) реагування металу із оксидами сульфуру (IV і VI).

13.8. Корозія металів наносить велику шкоду народному господарству. Тому для боротьби із нею використовують такі основні способи як...

СПИСОК РЕКОМЕНДОВАНИХ ДЖЕРЕЛ

1. Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. навч. закладів.- Київ, Ірпінь: ВТФ „Перун”, 1998.- 480 с.

2. Телегус В. С., Бодак О. І., Заречнюк О. С., Кінджиба-ло В. В. Основи загальної хімії / За ред. В. С. Телегуса: Підручник.- Львів: Світ, 2000.- 424 с.

3. Загальна хімія: Навч. посібник / А. М. Бутенко, В. І. Булавін, Т. П. Ярошок та ін.- К.: ІЗМН, 1997.- 392 с.

4. Григор’єва В. В., Самійленко В. М., Сич А. М. Загальна хімія.-1-е вид.,-К.:ВШ, 1991.

5. Рейтер Л. Г., Степаненко О. М., Басов В. П. Теоретичні розділи загальної хімії: Навчальний посібник.- К.: Каравела, 2003.- 344 с.

6. Березан О.М. Енциклопедія хімічних задач. – Тернопіль: “Підручники і посібники” , 2001.

7. Бурезка О.П. Хімія. Конкурсні задачі. Вінниця: ВФ МЕУ, 1997.

8. Кузьменко М. Є., Єрьомін В. В. Хімія. 2400 задач для школярів та абітурієнтів. Пер. з рос.- Тернопіль: Навчальна книга-Богдан, 2001.- 560 с.

9. Гдинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – 22-е изд. – Л.: “Химия”, 1984.

10. Горатайко В.І., Мушкало Н.Н. Експериментальні задачі з неорганічної хімії. К.: 1992.

11. Гольдфарб Я.Л., Ходаков Ю.В. Збірник задач і вправ з хімії. К.: Радянська школа, 1994.

12. Ефимов м др. Задачи по химии. Л.: 1992.13. Ерыгин Д.П. и др. Методика решения задач по химии.

М.: 1989.14. Кульменко М.Е., Ерьомін В.В. 2400 задач. – Тернопіль:

“Богдан”, 2001.15. Кукса С.П. 600 задач хімії. – Тернопіль. :

“Мандрівець”, 1998.16. Лабий Ю.М. Решение задач по химии с помощью

уравнений и неравенств. М.: 1996.17. Луцевич Д.Д., Березан О.В. Конспект – довідник з

хімії. К.:Вища школа, 1997.18. Румянцева Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по

общей химии. – М.: Высш.шк., 1991.19. Середа И.П. Конкурсные задачи по химии. К.: 1996.20. Сидоров Е.П. Химический справочник школьника и

абитуриента. М.:НТЦ “Университет”, 1995.21. Слета Л.А. 1001 задача по химии. Харьков.: “Ранок”,

2000.22. Сухан В.В. та ін. Хімій: Посібник для вступників до

вузів. К.: Либідь, 1996.23. Хомченко Г.П., Хомченко І.Г. Задачі з хімії для

вступників до вузів. – К.:Вища школа, 1996.

ДОДАТОК А

РОБОЧА ПРОГРАМА

з курсу „Хімія”

1 Вступ. Мета та завдання курсу. Зв’язок хімії з спеціальними дисциплінами. Розвиток хімії та хімічної промисловості в країні і на Прикарпатті.

Основи атомно-молекулярного вчення. Атом, молекула, прості та складні речовини. Атомна, молекулярна, еквівалентні маси. Моль, мольна маса. Число Авогадро, мольний об’єм газу. Визначення еквівалентних та молекулярних мас газів. Основні закони хімії.

2 Періодичний закон Д. І. Менделєєва. Будова атома. Періодичний закон Д. І. Менделєєва, як один з основних законів природи. Ядерна модель будови атома. Ізотопи, ізобари. Атомні орбіталі, форми атомних орбіталей. Будова електронних оболонок атома, розподіл електронів по енергетичних рівнях та підрівнях. Атомні орбіталі, принцип Паулі. Структура періодичної системи з точки зору будови атома..3 Класи неорганічних сполук. Класифікація неорганічних сполук за кислотно-основними характеристиками. Оксиди, номенклатура, основні, кислотні, амфотерні; зміна їх властивостей по періодах, групах. Гідрати оксидів. Солі: класифікація та номенклатура, властивості та одержання. Кислотно-основні взаємодії.4 Хімічний зв'язок та властивості речовин. Валентні електрони, правило Гунда. Корпускулярно-хвильові властивості електрона. Метод валентних зв’язків. Ковалентний зв’язок, полярний та неполярний зв’язки. Властивості ковалентного зв’язку. Гібридизація орбіталей і направленість ковалентного зв’язку. Будова молекул. Йонний зв’язок. Донорно-акцепторний зв’язок. Комплексні сполуки, структура, класифікація, утворення.5 Окислювально-відновні процеси. Окисно-відновні реакції. Окисники та відновники в періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва. Принцип складання рівнянь окисно-відновних реакцій. Окисно-відновні процеси, які проходять в природі та технологічній практиці. 6 Хімічна кінетика та рівновага. Швидкість хімічних процесів. Закон дії мас. Залежність швидкості процесу від природи реагуючих речовин, концентрації, температури. Енергія активації. Хімічна рівновага, принцип Ле - Шательє. Каталіз, каталізатори.7 Енергетика хімічних реакцій. Енергія системи, термодинамічні поняття,. перший закон термодинаміки.

Термодинамічні величини. Ентропія та енергія Гіббса, основні закони термохімії та термохімічні розрахунки. Напрям хімічних реакцій.8 Розчини. Вода як розчинник.. Водневий зв’язок. Фізико-хімічні властивості води. Гідратація, кристалогідрати. Методи визначення концентрації розчинів. Електролітична дисоціація, ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації. Обмінні реакції в розчинах електролітів. Реакції осадження малорозчинних сполук. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів. Йонний добуток води. Водневий показник (рН). Гідроліз солей.9 Основи електрохімії. Загальні властивості металів, хімічні властивості. Загальні методи одержання металів. Поняття про електродний потенціал. Рівняння Нернста, стандартні електродні потенціали. Корозія металів, захист від корозії. Робота гальванічних елементів. Основи теорії процесів електролізу водних розчинів солей, кислот та лугів. Електроліз розплавів. Одержання металів електролізом водних розчинів та електролізом розплавів.

ДОДАТОК Б

КЛАСИФІКАЦІЯ ОКСИДІВ

ПЕРІОДИГ Р У П И

I II III IV V VI VII VIII1

2Li2O BeO B2O3 CO

CO2

N2O N2O3 NO NO2

N2O5

3Na2O MgO Al2O3 SiO

SiO2

P2O3

P2O5

SO2 SO3

Cl2O Cl2O7

4

K2O CaO Sc2O3 TiO2 VO VO2 V2O5

CrO Cr2O3 CrO3

MnO Mn2O3 MnO2

Mn2O7

FeO Fe2O3

CoO NiO

Cu2O CuO

ZnO Ga2O3 GeO GeO2

As2O3

As2O5

SeO2 SeO3

5Rb2O SrO Y2O3

Ag2OAg2O3

CdO In2O3 SnO SnO2

Sb2O3

Sb2O5

TeO2

TeO3

XeO3 XeO4

6Cs2O BaO La2O3

Au2O Au2O3

Hg2O HgO

Tl2O Tl2O3

PbO PbO2

Bi2O3

Bi2O5

7 Fr2O

Примітка: основні оксиди не підкреслені, амфотерні оксиди підкреслені однією рискою, кислотні – двома, несолетворні – пунктирною.

Основні поняття і фізико-хімічні величини

№ п/п

Назва Формула Позначення Одиниці вимірювання

1 2 3 4 51 Маса

речовини___ m кг(г)*

2 Об’єм ___ V (л, мл)

3 Густина речовини

- густина речовини

або розчину

4 Атомна одиниця

маси

а.о.м.= а.о.м.маса

атома, С - Карбон

кг (г)

5 Відносна атомна

маса

відно-сна атомна

маса

__

6 Відносна молекуляр

на маса або

маса молекули n(Е)-число

атомів елемента

___

Визначення та приклад розрахунку або запису

271

6

V-?

1/12 маса атома нукліда Карбону що дорівнює

а.о.м. - ?

а.о.м кг

Величина, що дорівнює відношенню середньої маси атома до 1/12 маси атома Карбону

кг

Дано: хімічна формула води Н2О

272

1 2 3 4 5

7 Молярна маса

n-кількість речовини (моль) або

кг/моль(г/моль)

8

Моль

N-число молекул атомів чи

інших структур-

них одиниць

моль

9 Число Авогадро

(стала Авогадро)

N -число Авогадро 1/моль

10 Молярний об’єм газу

V -молярний об’єм газу

273

11 Відносна густина

газуD-

відносна густина

газу

__

274

6Маса одного моля речовини, виражена в кілограмах або грамах

(кг/моль) або (г/моль)

Кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (атомів, молекул, йонів, електронів, тощо), скільки атомів

містить в 0,012 кг нуклідаКарбону

Дано: m ( H O )=90 г n-?

, або

Число структурних одиниць, що міститься в 1 моль речовиниОбчислити абсолютну масу молекули азоту.

Відношення об’єму речовини до кількість цієї речовини Дано:

Визначити густину повітря за н.у.

275

Визначити густину азоту за воднем.

Дано:

1 2 3 4 5

12Масова частка

(елемента в речовині )

масова частка

число атомів

елемента

___

13Об’ємна частка

речовини

об’єм речовини;

загальний об’єм

___

14Температура

___

t

К (кельвін)

(гра-дус

Цельсія)15

Тиск___

PПа

(паскаль)

(атм)16

Кількість теплоти

теплоємність

зміна температури

Дж, кДж(кал)

17 Час ___с (хв)

276

18 Валентність В-валентність, позначається

римським цифрамиІ, ІІ, ІІІ…

19 Хімічний еквівалент (елемента)

еквівалент

6

Дано: Дифосфатну кислоту Н Р О

Дано: суміш, що складається з 2 л О і 3 л N

1атм=1,013 Па=760 мм.рт. ст.

1 кал=4,18 Дж

1 хв=60 c

Здатність атома хімічного елемента сполучатися з певним числом атомів інших елементів або приєднувати число спільних електронних пар, які зв’язують атоми

Н:Н або Н-Н, Н-О-Н В(Н)=І Н-О-О-Н В(0)=ІІ:N N: або N N B(N)=IIINH Cl B(N)=IV

Кількість елемента, що сполучається з одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку саму кількість атомів водню в

277

інших реакціях

1 2 3 4 5

20 Молярна маса

еквіва-лента

М(Е)- молярна

маса атомів

елемента

кг/моль(г/моль)

21 Еквівалент оксидів

або

В(Е)- валент-

ність n(E)-число атомів

елементаКислот

або

n-число йонів Н

(основність)

Основn-число

групи ОН(кислот-

ність)

СолейВ-валент-

ність

278

металу;n-число катіонів Z=n B

6

Маса одного еквівалента елемента називається молярною масою еквівалента

Визначити молярні маси еквівалентів елементів у сполуках: та

;

або

або

279

або

, або

1 2 3 4 5

22 Еквівалент електро-хімічний

-електро-хімічний

еквівалент F- число Фарадея

(г/Кл, мг/Кл)

23 Ступінь окиснення

___ с.о.познача-

ється арабськи-

ми цифрами із знаком

“+” або “-”

___

24 Електродний потенціал

(стандартний)

Е,

е

В(мВ)

25 Окисно-відновний потенціал

(стандартний)

Е,

е

В(мВ)

26 Ентальпія (теплота) утворення речовини

змі-на

ентальпії або - тепловий ефект за сталого

кДж/моль(ккал/моль)

280

Стандартна ентальпія утворення

тиску Р=соnst

6

Маса речовини, що окислюється або відновлюється на електродах внаслідок проходження крізь електроліт 1Кл електрики

Умовний заряд атома в сполуці, обчислений виходячи з припущення, що дана сполука складається тільки з йонів

Потенціал, що виникає на межі поділу метал-розчин в разі занурення металевої пластинки в розчин її солі (стандартний - в разі концентрації йонів в солі 1 моль/л, Т=298 К відносно стандартного водневого електрода) Кількість теплоти, яка виділяється або поглинається внаслідок утворення одного моля речовини з простих речовин

Ентальпія, виміряна за стандартних умов, називається стандартною ентальпією (Т=298 К, Р=101,3 кПа)

281

Співвідношення між деякими позасистемними одиницями та одиницями CI

282

283

Періодична система хімічних елементів Д.Менделєєва

284

Оксигеновмісні кислоти та їх ангідриди

АнгідридФормула кислоти

Назва кислоти

B2O3

CO2

SiO2

N2O3

N2O5

P2O3

P2O5

SO2

SO3

SeO2

SeO3

TeO2

TeO3

Cl2OCl2O3

Cl2O5

Cl2O7

CrO3

– Mn2O7

–

HBO2

H2B4O7

H3BO3

H2CO3

H2SiO3

H4SiO4

HNO2

HNO3

H3PO3

HPO3

H4P2O7

H3PO4

H2SO3

H2SO4

H2SeO3

H2SeO4

H2TeO3

H6TeO6

HClOHClO2

HClO3

HClO4

H2CrO4

H2Cr2O7

H2MnO4

HMnO4

H2FeO4

метаборатнатетраборатнаортоборатнакарбонатнаметасилікатнаортосилікатнанітритнанітратнаортофосфітнаметафосфатнадифосфатнаортофосфатнасульфітнасульфатнаселенітнаселенатнателуритнаортотелуратнагіпохлоритнахлоритнахлоратнаперхлоратнахроматнадихроматнаманганатнаперманганатнафератна

283

ДОДАТОК В

Відносні електронегативності елементів

284

ДОДАТОК Г

Вплив знака ∆Н і ∆S на направленність і характер

проходження реакції

№п/п

З н а к Характер реакції

∆Нр ∆Sр ∆Gp

1 – + –Реакція необоротна і проходить повністю в прямому напрямку

2 + – +

Реакція необоротна і проходить в зворотному напрямку. В прямому напрямку реакція термодинамічно неможлива

3 – –

+ або – (в

залежностівід

абсолютних величин

∆Н, ∆S, Т)

Реакція оборотна. Низькотемпературний режим сприяє проходженню реакції в прямому напрямку, а високотемпературний – в зворотному.

4 + +

+ або – (в

залежностівід

абсолютних величин

∆Н, ∆S.Т)

Реакція оборотна Високотемпературний режим сприяє проходженню реакції в прямому напрямку , а низькотемпературний – в зворотному

285

Термодинмічні константи деяких речовин

Речовина ΔН0 ΔG0 S0 Речови-

на

ΔН0 ΔG0 S0

AgCl -127,2 -109,9 +96,2 KCl -435,9 -408 +82,56

AlCl3 -704,6 -629,0 +109,4 KBr -392,2 -379,2 +96,4

Al(OH)3 -1315 -1157 +70,1 KMnO4 -813,4 -713,8 +171,71

Al2O3 -1676,8 -1583,3 +50,95 KNO3 -493,2 -393,1 +132,93

BaCO3 -1217,1 -1137,2 +113,0 K2SO4 -1433,7 -1316,4 +175,7

BaCl2 -859,1 -811,4 +123,8 MgCl2 -641,1 -591,6 +89,8

BaO -553,9 -525,4 +70,5 MgO -601,8 -569,6 +26,9

BaSO4 -1474,2 -1363,2 +132,3 N2 0 0 +199,6

C (алмаз) +1,828 +2,834 +2,37 NH3 -46,19 -16,7 +192,6

С (графіт) 0 0 +5,74 NO +90,31 +80,6 +210,7

CO -110,6 -137,2 +197,7 NO2 +33 +51,5 +240,2

CO2 -393,8 -394,6 +213,8 NaCl -411,1 -384,0 +72,12

CaC2 -59,9 -64,9 +70 Na2CO3 -1137,5 -1047,5 +136,4

CaCO3 -1207,7 -1129,6 +91,6 O2 0 0 +205,0

CaCl2 -796,3 -748,9 +104,7 O3 -142,3 -162,7 +238,8

CaO -635 -603,6 +39,7 H2O(г) -241,98 -228,8 +188,9

Ca(OH)2 -986,8 -899,2 +83,4 H2O(р) -286,0 -237,4 +70,0

Cl2 0 0 +222,9 P (черв.) -17,6 -12,13 +22,8

286

HCl(г) -92,4 -94,5 +186,9 H2S -21 -33,8 +205,7

CuCl2 -215,7 -171,5 +108,2 H2SO4 -814,2 -690,3 +156,9

CuSO4 -771,4 -662,2 +109,3 SiO2 -911,6 -857,2 +41,9

Fe 0 0 +27,2 ZnCl2 -415,33 -369,6 +111,54

FeCl3 -399,7 -334,2 +142,4 ZnS -205,6 -200,85 +57,78

FeO -265,0 -244,5 +60,8 ZnO -348,0 -318,2 +43,9

FeSO4 -929,5 -825,5 +121 ZnSO4 -978,6 -871,6 +124,7

Fe2O3 -822,7 -740,8 +87,5 SO2 -297,2 -300,41 +248,2

Fe3O4 -1117,9 -1014,8 +146,3 PCl3 -287,02 -260,5 +311,7

H2 0 0 130,7 PCl5 -374,89 -305,4 +364,5

287

ДОДАТОК Д

Розчинність кислот, основ та солей у воді

Примітка. P- розчинна, M - малорозчинна, H - практично нерозчинна, прочерк - сполука розкладається водою або не існує.

288

ДОДАТОК Ж

Ряд стандартних електронних потенціалів

289

290