3

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ДЕПАРТАМЕНТ КАДРОВОЙ ПОЛИТИКИ И ОБРАЗОВАНИЯ

Московский государственный агроинженерный университет

имени В.П. Горячкина

Н.И. Гурецкий

ХИМИЯ

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

И МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИХ ВЫПОЛНЕНИЮ

Москва 2001

4

УДК 546 (076)

Рецензент:

Профессор Московского государственного агроинженерного университета

им. В.П. Горячкина, доктор сельскохозяйственных наук

Л.А. Ленский

Автор: Н.И. Гурецкий

Химия. Контрольные задания и методические рекомендации по их

выполнению. Методические рекомендации разработаны с учётом требований

Министерства образования РФ по изучению дисциплины химия. Для студентов

инженерно-технических (нехимических) специальностей агроинженерных

вузов. − М.: МГАУ имени В.П. Горячкина, 2001. − 38 с., табл. – 22.

Контрольные задания и методические рекомендации по их выполнению

содержат задания по химии и краткие методические рекомендации по

изучению основных разделов курса химии и решению задач. Могут быть

использованы студентами 1 курса заочных факультетов агроинженерных вузов

при выполнении контрольных работ, для проверки и закрепления полученных

знаний, а также при подготовке к сдаче зачётов и экзаменов.

© Московский государственный

агроинженерный университет

5

им. В.П. Горячкина, 2001

Рекомендации по использованию контрольных заданий

и методических указаний по химии

При самостоятельном изучении химии следует руководствоваться действующей программой курса химии для инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений, основные разделы которой указаны на с. 38. Полный текст программы не приведён из-за ограниченного объёма методического пособия. В соответствии с рабочей программой курса химии МГАУ им. В.П. Горячкина для сдачи зачёта и экзамена необходимо подробно изучить следующие разделы учебника Коровина Н.В. "Общая химия" [1]: введение, главы 1 - 3, 5 - 10, а также основные положения глав 4, 11 - 17. При использовании учебника Кульмана А.Г. "Общая химия" [2] необходимо подробно изучить главы 1 - 6, 8 - 13, 17 -19, а также основные положения глав 7, 14 - 16, 20 - 27. Ссылки именно на первые два учебника в списке литературы приведены потому, что они наиболее часто имеются в институтских библиотеках агроинженерных вузов. Можно воспользоваться также другими учебниками, приведёнными далее в списке литературы или не вошедшими в него. При первом чтении учебника необходимо чётко понять основные определения, законы и теории, не вдаваясь в рассмотрение всех приводимых подробностей, примеров, описаний свойств веществ и т.д. После изучения каждого раздела полезно кратко повторить его содержание и затем вернуться к плохо понятым параграфам. Когда основной материал раздела ясен, можно приступить к выполнению контрольных заданий. В процессе решения задач следует воспользоваться краткими методическими указаниями, приведёнными в начале каждого раздела. Если этого недостаточно, можно рассмотреть примеры решения задач, приводимые в различных задачниках по химии (см. 6 в списке литературы и др.). Справочный материал, необходимый для решения задач, либо приведён после задачи, либо может быть найден в приложении к учебнику Коровина Н.В. [1], либо в справочнике [8], либо в иных справочниках. При выполнении контрольных заданий с использованием данного методического пособия студент должен: 1. Выбрать вариант задания в каждой задаче. 2. Указать номер задачи и (в скобках) номер выбранного варианта задания к ней, записать условия задачи со своими значениями буквенных параметров. 3. Ответить на все поставленные в задаче вопросы, приведя письменное объяснение решения задачи. При отсутствии ответа на один из поставленных вопросов задача считается нерешённой. 4. Решить задачи № 1 - 22.

6

Номер варианта задания в каждой задаче определяется по индивидуальному номеру студента и номеру задачи. Таблица вариантов контрольных заданий (строки конкретных значений буквенных параметров) в каждой задаче приведена на с. 35. Для определения варианта контрольного задания необходимо:

1. Определить свой индивидуальный номер студента (№) как число, представленное последними двумя цифрами номера зачётной книжки.

2. На пересечении строки индивидуального номера и столбца номера задачи найти номер контрольного задания в соответствующей задаче. Пример.

1. Номер зачётной книжки – 00072. Индивидуальный номер студента (число, представленное последними двумя цифрами номер зачётной книжки)– 72.

2. На пересечении строки 72 (индивидуальный номер) и столбца 1 (задача № 1) находим число 13. Следовательно, в задаче № 1 следует выбрать вариант контрольного задания № 13 (строку конкретных значений буквенных параметров, приведённых в условии задачи): А = B2O3; В = H2SiO3; С = NiSO4; Д = Sn(OH)2; m = 14,0 г, Э = B. Рекомендуемая для изучения теоретических разделов курса литература приведена на с. 4. В конце каждой задачи, приводится ссылка на литературу. Например, в конце задачи №1 приведена такая ссылка: Литература: [1, гл. 2; 2, гл. 5]. Первое число в квадратных скобках указывает порядковый номер рекомендуемого учебника в списке литературы. Второе число указывает соответствующий раздел учебника. Например, ссылка [1, гл. 2] указывает на учебник Коровина Н.В. "Общая химия" (порядковый номер 1 в списке литературы), главу 2 (гл. 2).

Список литературы

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1990. 2. Кульман А.Г. Общая химия. – М.: Колос, 1979. 3. Лучинский Г.П. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1985. 4. Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1990. 5. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1977-1987. 6. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985. 7. Гурецкий Н.И., Улюкина Е.А., Сыромятникова И.Ф., Мочалов Ю.Е. Практикум по химии. – М.: МГАУ, 1997. 8. Гурецкий Н.И Краткий учебный справочник по химии – М.: МГАУ, 2000. 9.Гурецкий Н.И. Химия. Методические указания к выполнению расчётных работ – М.: МГАУ, 2003.

7

1. Основные понятия и законы химии

Решение задач этого раздела основано на знании основных понятий и законов химии.

Молекула – группа связанных между собой атомов, которая может существовать независимо от других подобных групп. В состав молекулы может входить 2 - 105 и более атомов.

Ион – атом или молекула, лишённые одного или нескольких электронов, или приобретшие дополнительные электроны. Положительно заряженные ионы называются катионами (Fe+2, NH4

+, UO2+2), отрицательно заряженные ионы

называются анионами (Cl -, NO3-, SO4

-2). Химический элемент – совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд

ядра (число протонов в ядре, число электронов в атоме). Например, у элемента углерода (С) порядковый номер 6 показывает, что в

ядре атома находится 6 протонов, а в атоме – 6 электронов. Поэтому атомы и состоящие из них молекулы являются электронейтральными частицами. Обычно предполагают, что все атомы одного элемента обладают одинаковыми свойствами. Это не вполне справедливо, поскольку почти все элементы являются природными смесями изотопов, обладающих различными физическими и химическими свойствами. Изотоп – совокупность атомов одного элемента, имеющих одинаковое число нейтронов в ядре. При описании состава атома изотопа вверху указывают сумму чисел протонов и нейтронов, а внизу – число протонов. Например, природный углерод является смесью трёх изотопов: С12

6, С13

6, С14

6с 6, 7 и 8

нейтронами в ядре соответственно. Обычно физические свойства изотопов одного элемента существенно отличаются, а их химические свойства близки.

Молекулярная формула показывает состав реальной или гипотетической молекулы вещества. Так, формула Н2О описывает состав реальной молекулы воды, а формула NaCl – гипотетической молекулы NaCl. Дело в том, что в твёрдом состоянии кристаллическая структура хлорида натрия состоит из ионов Na+ и Cl-, а не молекул NaCl. Практически все неорганические соли и ряд других веществ не образуют молекул в твердом состоянии, расплавах и водных растворах.

Валентность элемента – это число связей, образуемых атомом данного элемента в соединении.

Графическая формула показывает порядок связи атомов в реальной или гипотетической молекуле. Обычно считается, что химическая связь образуется при взаимодействии пары электронов, которая условно изображается чертой. Геометрическое расположение атомов в графической формуле произвольно, не допускается лишь пересечение связей. Две или три параллельные черты указывают, что атомы связаны двумя или тремя электронными парами. Такие связи называются соответственно двойными или тройными.

8

При составлении графической формулы следует учесть, что в неё должны входить все атомы данной молекулы, а число указанных валентных связей должно соответствовать валентности элемента. Как правило, если в состав молекулы входит кислород, атомы других элементов соединяются между собой через атомы кислорода.

Далее приведены графические формулы серной (1) и сернистой (3) кислоты, а также гидроксида кальция (2). H O

SH O O

H O

H OS O

H O

H OCa

O

1 2 3 При описании неорганических веществ их делят на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Некоторые неорганические вещества не могут быть отнесены ни к одному из этих классов (СаС2, NH3 и др.). Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (СаО, Н2О, СО2, Р2О5 и др.). Определения кислот, оснований и солей зависит от выбора теории, в соответствии с которой проводится классификация. Далее приведены определения согласно теории электролитической диссоциации С. Аррениуса. Кислота – соединение, диссоциирующее в водных растворах с образованием

только катионов водорода H+: H2SO4⇄ H+ + HSO4- ⇄ 2H+ + SO4

2-. К кислотам относятся H2SO4, HNO3, HCl и др. Основание – соединение, диссоциирующее в водных растворах с

образованием только анионов гидроксила ОН-: Са(ОН)2 ⇄ СаОН- + ОН- ⇄ Са2+ + 2ОН-. К основаниям относятся Сa(OH)2, NaOH, Fe(OH)3 и др. Соль – продукт полного или неполного замещения ионов водорода в кислоте или ионов гидроксила в основании. К солям относятся NaCl, CaCO3, Ca(HCO3)2, (CaOH)2CO3. В решениях задач называть эти соединения следует в соответствии с правилами номенклатуры ИЮПАК (женевской). Типы химических реакций определяют в соответствии с разными признаками: механизм реакции, энергетический эффект, обратимость и др.

По механизму реакции делятся на 4 типа. 1. Реакции соединения идут с уменьшением числа молекул реагирующих

веществ: 2Н2 + О2 = 2Н2О. 2. Реакции разложения идут с увеличением числа молекул реагирующих

веществ: 2Н2О = 2Н2 + О2. 3. Реакции обмена идут за счёт обмена составными частями между

молекулами реагирующих веществ: NaOH + HCl = NaCl + H2O. 4. Реакции замещения идут за счёт замещения части молекулы одного из

реагирующих веществ на другое: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

9

В химических расчётах часто используются понятия моля и эквивалента.

Моль – это количество вещества, содержащее число Авогадро структурных единиц (число Авогадро NA = 6,023·1023). В литературе часто приводится тождественное определение: моль – количество вещества, содержащее столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода С12

6 . Масса моля численно равна атомной массе (для простых

одноатомных веществ, одноатомных ионов и радикалов) или молекулярной массе (для простых многоатомных веществ, соединений, ионов, сложных радикалов) и выражается в граммах:

.е.у12AC = 1 моль С = 12 г .е.у18О2НМ = 1 моль Н2О = 18 г

Моль идеального газа занимает объем 22,4 л при нормальных условиях (н.у.). Нормальными считаются условия, при которых одновременно давление P = 1 атм = 101, 325 кПа, а температура t° = 0 °C = 273,16 K. Идеальный газ – теоретическая модель, в которой частицы газа рассматриваются как не имеющие размеров (математические точки) и не учитывается взаимодействие частиц газа между собой. Объёмы реальных газов отличаются от 22,4 л при н.у. (16 - 34 л), но в приближённых расчётах этим пренебрегают.

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону. В обменных реакциях, идущих без изменения степеней окисления элементов, масса эквивалента называется количество вещества, соединяющееся или замещающее 1 массовую часть водорода или 8 массовых частей кислорода. Например, в реакции HCI22CI2H =+ 1 массовая часть водорода соединяется с

35,5 массовыми частями хлора. Поэтому масса эквивалента хлора равен 35,5. В обменных реакциях может быть использовано простое правило: масса

эквивалента равна отношению атомной (молекулярной) массы вещества к числу рвущихся (образующихся) в данном веществе в ходе реакции валентных связей. Это правило применимо в тех случаях, когда участвующие в реакции частицы образуются единственным способом. Рассчитаем массы эквивалентов по приведённому правилу в реакции: OH2SONaSOHNaOH2 24242 +=+ . В гидроксиде натрия NaOH рвется одна связь между атомами натрия и

кислорода ( NaOHM1

NaOHMNaOHЭ == ), а серной кислоте 42SOH – две связи

между атомами водорода и кислорода (2

4SO2HM

4SO2HЭ = ).

Количество грамм вещества, равное его эквиваленту, называется молярной массой эквивалента (моль-эквивалентом, моль-экв).

10

При решении задач, основанных на использовании периодического закона, следует использовать его современную формулировку: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Для описания свойств элементов на основании их положения в периодической системе следует записать электронную и электронно-графическую формулы элемента, определить его возможные валентности, составить формулы возможных соединений элемента, привести уравнения реакций, характеризующих их химические свойства, кратко описать физические свойства и области применения соединений элемента.

1. Напишите графические формулы веществ А, В, С и Д, укажите класс

каждого соединения, валентности входящих в них элементов, назовите эти соединения. Приведите примеры использования этих веществ в сельскохозяйственном производстве (табл. 1) [1, гл. 2; 2, гл. 5].

2. Определите массу моля веществ А, В, С, и Д, рассчитайте массу молекулы вещества А, число моль и молекул А в m граммах этого вещества, процентное содержание элемента Э в веществе А (табл. 1) [1, Введение; 2, гл. 1].

Таблица 1 №

варианта А В С Д m, г Э

1 Li2O Ca(OH)2 H2SO3 MgSiO3 20,0 Li 2 H2SO4 CO2 Ba(NO3)2 Fe(OH)3 5,0 O 3 HClO N2O5 Co(OH)2 Na2SO4 3,0 Cl 4 SO3 CaCO3 HClO2 KOH 0,1 S 5 HClO3 NaHSO4 NO2 Ba(OH)2 12,0 H 6 HClO4 CaO Sr(OH)2 CaOHNO3 130,0 O 7 HNO3 NaOH AI2O3 Mg(HCO3)2 10,0 N 8 HPO3 Zn(OH)2 KHCO3 CrO3 60,0 P 9 H3PO4 MnO2 NaOH (CaOH)2SO4 25,0 P 10 H3AsO3 LiOH NaH2PO4 Fe2O3 0,3 As 11 H3AsO4 SiO2 Al(OH)3 Ca(AlO2)2 8,0 As 12 P2O5 Pb(OH)2 H2CO3 Fe(NO3)2 7,0 P 13 B2O3 H2SiO3 NiSO4 Sn(OH)2 14,0 B 14 HNO2 As2O3 Ca3(PO4)2 Ni(OH)2 20,0 N 15 H2SeO4 CsOH BaCl2 TiO2 45,0 Se

3. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно, используя

исходное вещество, получить конечное вещество. Укажите класс каждого из участвующих в реакциях веществ и тип каждой реакции по её механизму (табл. 2) [1, гл. 9, 12; 2, гл. 20 - 27].

Таблица 2

11

№ варианта

Цепочка химических превращений

1 Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaAlO2

2 CaCO3 → CO2 → H2CO3 → Na2CO3 → NaCl 3 H2SO4 → Fe2(SO4)3 → FeCl3 → HCl → H2O 4 NaOH → Na2SO4 → NaCl → Na → NaOH 5 N2 → NH3 → NH4NO3 → NH3 → NH4OH 6 MgO → MgCl2 → MgCO3 → MgCl2 → Cl2

7 CuSO4 → Cu → CuO → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2

8 Mg → Mg(OH)2 → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → MgO 9 Ca(OH)2 → CaO → Ca(NO3)2 → Ca(OH)2 → CaSO4

10 H2 → H2O → NaOH → Be(OH)2 → Na2BeO2

11 Fe → FeCl3 → Fe(OH)3 → H2O → H2

12 Cr2O3 → CrCl3 → Cr(OH)3 → NaCrO2 → Cr(NO3)3

13 H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2 → H3PO4 → (NH4)2HPO4

14 Co(OH)2 → CoCl2 → HCl → H2CO3 → Na2CO3

15 AgNO3 → Ba(NO3)2 → HNO3 → NO2 → N2O5

4. Напишите уравнения всех теоретически возможных обменных реакций

между веществами А и В, укажите названия продуктов и определите величины моль-эквивалентов А и В в каждой реакции (табл. 3). [1, гл. 11 - 12; 2, гл .20 - 27].

5. Используя периодическую систему, составьте формулы оксидов, гидроксидов и солей элементов А, В и С кратко опишите физические и химические свойства этих элементов и их соединений, укажите области их применения в сельскохозяйственном производстве (табл. 4) [1, гл. 9,11,12; 2, гл. 4, 20 − 27]. Таблица 3 № варианта A B 1 2 3 1 H2SO4 Ni(OH)2 2 HBr Cr(OH)3 3 LiOH H3PO4 4 CsOH H3AsO3 5 RbOH H3AsO4 6 HNO3 Fe(OH)3 7 Mg(OH)2 HCl 8 H3PO4 KOH 9 Zn(OH)2 H2SO4

12

1 2 3 10 HPO3 Fe(OH)3 11 Ca(OH)2 H2CO3 12 H2SiO3 Ca(OH)2 13 Ba(OH)2 H2SeO4 14 HClO4 Al(OH)3 15 H2SO3 Ca(OH)2

6. Напишите уравнения реакций амфотерного оксида D и соответствующего

ему гидроксида с: 1) раствором кислоты; 2) раствором щёлочи; 3) кислотным оксидом; 4) основным оксидом (табл. 4) [1, гл. 11,12; 2, гл. 20 - 27].

Таблица 4 №

варианта А В С D

1 Li Ti N BeO 2 Se Mg O TiO2 3 F Mn Be Cr2O3 4 Na Cl Co Ga2O3 5 Ni Ca I MnO2 6 S Mg K ZnO 7 Ba V B GeO2 8 Se Sr W GeO 9 Zn As C Ta2O5 10 Al Ag Cs In2O3 11 Si Ga Pt SnO 12 Hg B Sn PbO 13 Pb P Cd SnO2 14 Ta Zn SB PbO2 15 Te Re Cu Al2O3

2. Строение вещества

Для решения задач этого раздела следует изучить правила составления электронных и электронно-графических формул элементов, понять, что называется квантовыми числами, какие значения они принимают и как влияют на химические свойства вещества. В соответствии с теорией валентных связей валентность определяется числом неспаренных электронов в атоме. При увеличении энергии атома в результате столкновения с другим атомом или поглощения кванта электромагнитного излучения атом переходит в возбуждённое состояние, в котором один или несколько спаренных электронов с меньшим главным или орбитальным квантовыми числами могут переходить на орбитали с большим главным или орбитальным квантовыми числами. При

13

этом значение главного квантового числа меняется не более чем на 1, а свойства разных по типу электронов усредняются (явление гибридизации). Тип гибридизации определяется типом и числом участвующих в гибридизации неспаренных электронов.

Например, сокращённая электронная формула серы (S) 3s23р4, а электронно-графическая формула в основном состоянии: 3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑ ↑ 3d

У серы имеется 5 свободных орбиталей на 3d-подуровне, поэтому у неё возможны ещё две валентности в возбуждённых состояниях:

3s ↑↓ 3p ↑ ↑ ↑ 3d ↑ валентность 4, тип гибридизации – p3d;

3s ↑ 3p ↑ ↑ ↑ 3d ↑ ↑ валентность 6, тип гибридизации – sp3d2.

Периодическое изменение свойств элементов объясняют периодическим изменением структуры их внешних электронных уровней. Тип химической связи определяется, прежде всего, степенью различия химических свойств образующих связь атомов. Сила притяжения связывающих электронных пар атомами одного элемента одинакова, поэтому такие электронные пары не смещаются относительно центра симметрии связи (Н2), и в простых веществах возникает ковалентная неполярная связь. В соединениях связь образована атомами разных элементов, и связывающие электронные пары смещаются в сторону более типичного неметалла (образуются электрические полюса) тем сильнее, чем больше различие химических свойств элементов. Так возникают ковалентная полярная (НСl) и ионная (NaCl) связи. В обоих случаях электронные пары смещаются в сторону хлора. Ионная связь образуется типичными металлом и неметаллом. Достаточным признаком ионной связи является диссоциация вещества в растворе или расплаве по этой связи. Если при образовании связи пара электронов одного атома поступает на пустую орбиталь другого, связь называется донорно-акцепторной (NH4

+). В металлах образуется металлическая связь (Fe), а между молекулами, содержащими типичный неметалл и водород, образуется водородная связь (например между молекулами воды). При описании свойств комплексных соединений следует учесть, что ион-комплексообразователь находится в центре комплекса, вокруг него группируются молекулы или ионы лигандов, образуя внутреннюю координационную сферу, а далее расположены ионы внешней координационной сферы. Такое строение определяет химические свойства комплексного соединения – при диссоциации ионы внешней координационной сферы отщепляются легко, а внутренней координационной сферы – с трудом.

14

7. Напишите электронные формулы элементов А, В и С, укажите, к какому

электронному семейству принадлежит каждый элемент. Приведите электронно-графические формулы элемента В в основном и возбужденных состояниях; укажите возможные типы гибридизации и валентности элемента, приведите примеры соединений, в которых элемент В имеет такие валентности (табл. 5) [1, гл. 1; 2, гл. 3]. Таблица 5

№ варианта

А В С

1 K Cl Pt

2 Li Tl Re 3 Be P Pd 4 Na Br Rh 5 Br Se Ta 6 Ra As Os 7 Ba I Zr 8 Cs Ge W 9 Sr C Ni 10 Ca Si Fe 11 Pb S Co 12 Mg Sb Mn 13 Li Sn V 14 He Pb Ti 15 H Te Hg

8. Определите типы всех химических связей в веществах А, В, С, приведите

графическую формулу вещества А, стрелками укажите направление поляризации связей (табл. 6) [1, гл. 2; 2, гл. 5].

9. Напишите формулу комплексного соединения, в состав которого входит ион-комплексообразователь А, лиганды В и С, ионы внешней координационной сферы Д, зная, что координационное число равно n. Назовите это соединение, определите заряд комплексного иона, напишите уравнение его первичной и вторичной диссоциации, запишите выражение константы нестойкости комплексного иона. Укажите, какие известные вам комплексные соединения используются в сельскохозяйственном производстве (табл. 7) [1, гл. 10; 2, гл. 14].

15

Таблица 6 №

варианта А В С

1 H2SO4 O2 FeOHCl2 2 Fe(OH)3 F2 (NH4)2SO4 3 HClO4 Cl2 Co(NO3)3 4 Ca(OH)2 P KHSO4 5 NaOH Na NaHCO3 6 HNO3 S2 NH4Cl 7 KOH N2 KH2PO4 8 H2SO4 C BaOHCl 9 Ba(OH)2 Al Ca(HCO3)2 10 HNO2 I2 BaOHCl 11 Co(OH)2 Cr Na3PO4 12 H3PO4 H2 Fe(OH)2Cl 13 HCl Fe CaOHCl 14 Mg(OH)2 Br2 Na2CO3 15 HClO3 Cu NH4NO3

Таблица 7

№ варианта

А В С Д n

1 Fe3+ CNS- - NH4+ 6

2 Co2+ CN- OH- Na4+ 4 3 Ni2+ CI- Br- K+ 4 4 Cu2+ NH3 - SO4

2- 4 5 Pt4+ H2O I- NO3

4- 6 6 Ag+ NH3 - Cl- 2 7 Hg2+ CN- Cl- K+ 4 8 Pb2+ I- - K+ 4 9 Pt2+ NH3 H2O SO4

2- 4 10 Ti4+ H2O Cl- NO3 6 11 Mo4+ I- Br- K+ 8 12 Co3+ H2O - OH- 6 13 W4+ H2O Cl- Na+ 8 14 Fe2+ NH3 Cl- K+ 4 15 Ni3+ CI- H2O NO3

- 6

16

3. Общие закономерности химических процессов

В задачах этого раздела требуется определить изменение термодинамических потенциалов, скорости реакции, а также условия смещения химического равновесия в системе. Термодинамическими потенциалами называются характеристики энергии системы, зависящие от её свойств (давление Р, объём V, абсолютная температура T, внутренняя энергия U, работа против внешних сил А, энтальпия Н, энтропия S, изобарно-изотермический потенциал, или энергия Гиббса, G). При расчёте изменения термодинамических потенциалов в ходе химической реакции или физико-химического процесса всегда из конечного значения потенциала (или их суммы) вычитается начальное значение (или их сумма): ∆Р = Р2 – Р1.

Энтальпия (Н) определяется соотношением: H = U – PV (или в форме приращений VPU ∆−∆=∆Η ). Энтальпию (не совсем точно) называют тепловым эффектом реакции. Энтальпией образования данного соединения называют изменение энтальпии в ходе реакции образования соединения из составляющих его простых веществ, устойчивых при данных условиях. Например, энтальпией образования метана называют изменение энтальпии в ходе реакции: С + 2Н2 →

СН4, где моль

кДж85,74СНН 4

0298 −=∆ . В справочных термодинамических таблицах

обычно приводят значения термодинамических потенциалов при стандартных условиях (Р = 1 атм, Т = 298 К). Поэтому энтальпия образования при стандартных условиях обозначается 0

298Н∆ .

Энтропией (S) называют отношение содержания тепла в системе (Q) к

абсолютной температуре (Т): T

QS = . Энтропию обычно считают мерой

беспорядка в системе. Так, в реакциях плавления льда H2O(Т) → H2O(Ж) беспорядок в системе возрастает, поскольку жидкое состояние является менее упорядоченным по сравнению с твёрдым состоянием. Изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса, G) определяется

соотношением: G = H – TS (или в форме приращений STHG ∆−∆=∆ ). Рассчитывают изменение термодинамических потенциалов в ходе химических реакций как разность сумм потенциалов конечных и начальных веществ. В таких расчётах необходимо учитывать размерности потенциалов. Например, размерности энергии, входящие в размерности энтальпии и

энтропии (моль

кДж и Кмоль

Дж

⋅ соответственно), при использовании в одном расчёте

следует привести к одним единицам энергии (кДж или Дж). Поскольку величины потенциалов относят к одному молю, в тех случаях, когда в реакции участвует более одного несколько моль вещества, соответствующий потенциал необходимо умножить на коэффициент перед молекулярной формулой, показывающий число моль. Например, изменение энтальпии в реакции горения

17

метана СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О при стандартных условиях рассчитывается по формуле:

).моль

кДж(34,8020)85,74()84,241(251,393

OH2CHHOHH2COHHAaHBbH 202984

02982

02982

0298

n

1iii

m

1jjjP

0298

−=−−−−+−=

=∆−∆−∆+∆=∆−∆=∆ ∑∑==

Величины энтальпий реагирующих веществ определены по термодинамическим таблицам, причём энтальпии образования простых веществ (в рассматриваемом случае – кислорода) равны 0 по определению. Возможность протекания реакции определяется знаком G∆ . При 0G <∆ энергия выделяется и реакция протекает самопроизвольно.

Мгновенной скоростью химической реакции (V) называется первая

производная концентрации вещества по времени (dt

dC ). Как правило, в

химической кинетике под скоростью реакции подразумевается мгновенная скорость. В гомогенных реакциях реагирующие вещества находятся в одной ( 322 NH2H3N →+ ), а в гетерогенных ( )T(3)Т()Ж( CFeСFe3 →+ ) – в разных фазах.

Поэтому в гомогенных реакциях используется объёмная, а в гетерогенных – поверхностная концентрации реагирующего вещества. Скорость реакций зависит, прежде всего, от природы и концентраций реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора, а скорость гетерогенных реакций – также от площади поверхности раздела реагирующих фаз. В соответствии с законом действующих масс скорость реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим коэффициентам перед молекулярными формулами. Для гомогенной реакции фотосинтеза глюкозы 6СО2 + 6H2О = С6Н12О6 + 6О2 уравнения закона действующих масс (кинетические уравнения) записываются в виде: [ ] [ ] [ ][ ]62612622

62

6211 OOHCkV,OHCOkV == для прямой и обратной

реакций соответственно. Коэффициенты пропорциональности 21 k,k называются константами скорости прямой и обратной реакций соответственно и не зависят от концентраций реагирующих веществ. Для гетерогенной реакции )T()Г(2)T( FeO2OFe2 →+ кинетическое уравнение

записывается: [ ]211 OkV = (поскольку поверхностная концентрация твёрдого железа является практически постоянной величиной и не влияет на скорость реакции).

Зависимость скорости химической реакции от температуры приближённо

описывается правилом Вант-Гоффа: 10

tt

t

t12

1

2

V

V−

γ= , где t2 и t1 – конечная и

начальная температуры соответственно; 2tV и

1tV – скорости реакции при этих

18

температурах; )42обычно(121 −−=γ – температурный коэффициент скорости реакции. Например, при нагревании реакционной смеси от 20 °С до 100 °С при

2=γ 2562V

V10

20100

10

tt

t

t12

1

2 ==γ=−−

. Более точным уравнением, описывающим

температурную зависимость скорости химической реакции, является

уравнение С. Аррениуса: RT

EA

eZk−

⋅= . Здесь k – константа скорости химической реакции (см. закон действующих масс); е = 2,71828… – основание натурального

логарифма; ЕА – энергия активации, моль

Дж ; R = 8,314 Кмоль

Дж

⋅ – газовая

постоянная; Т – абсолютная температура; Z – стерический фактор, характеризующий вероятность такого пространственного положения сталкивающихся частиц, при котором реакция происходит.

Энергией активации называется средняя избыточная энергия реагирующих частиц, необходимая для начала реакции. Активация молекул происходит при их столкновениях или под действием электромагнитного излучения. Например, активация реакции горения бензина при включении двигателя автомобиля происходит в результате электрического разряда.

Катализатором называют вещество, которое изменяет скорость химической реакции, но само при этом не расходуется. Однако катализатор может расходоваться в побочных реакциях, например, вступать в реакцию с примесями, содержащимися в исходных веществах, и терять свою каталитическую активность (явление отравления катализатора). Например, в реакции синтеза аммиака N2 + 3H2 → 2NH3 используется хромоникелевый катализатор, который не расходуется в основной реакции, но может вступать в реакцию с примесями кислорода. Различают катализаторы, увеличивающие скорость реакции (катализаторы), и катализаторы, уменьшающие скорость химической реакции (ингибиторы). Катализатор влияет на скорость химической реакции, изменяя энергию активации.

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, в котором скорости прямой и обратной реакций равны. Внешнее воздействие на равновесную систему (изменение давления, температуры и т.д.) нарушает состояние равновесие, но через некоторое время равновесие

устанавливается при новых характеристиках системы. Величина 2

1р k

kK = , где

1k и 2k – константы скорости реакции, называется константой химического равновесия. Приравняв выражения закона действующих масс для прямой и обратной реакций, можно получить выражение константы химического равновесия. Для реакции фотосинтеза глюкозы 6СО2 + 6H2О = С6Н12О6 + 6О2 выражение константы химического равновесия записывается в виде:

19

[ ][ ][ ] [ ]62

62

626126

2

1р

ОНСО

ООНС

k

kК == . Поскольку 0k1 ≠ и 0k 2 ≠ , 0K p ≠ , [ ] 0OHC 6126 ≠ ,

[ ] 0O2 ≠ также. Это означает, что исходные вещества невозможно полностью превратить в конечные в равновесных условиях. Частными случаями константы химического равновесия являются константа диссоциации, константа гидролиза и константа нестойкости комплексного иона. Константу химического равновесия можно рассчитать, если известно изменение энергии Гиббса в ходе реакции: РKlnRTG −=∆ . Здесь G∆ – изменение энергия

Гиббса, моль

кДж ; R = 8,314 Кмоль

Дж

⋅; Т – абсолютная температура, К; КР – константа

химического равновесия данной реакции. Смещение химического равновесия вправо означает увеличение

концентраций продуктов реакции при одновременном уменьшении концентраций исходных веществ в результате внешнего воздействия на систему. Условия, необходимые для смещения химического равновесия, описываются принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить это воздействие. По своей сути принцип Ле Шателье является выражением общего закона инерции применительно к химическим системам.

Например, в системе N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 сместить равновесие вправо можно несколькими способами. Можно увеличить концентрации исходных веществ (азота и водорода), тогда система по принципу Ле Шателье будет стремиться уменьшить эти концентрации. Можно увеличить давление, поскольку давление пропорционально числу молекул газа в системе, в левой части уравнения 4 молекулы газа (1 азота и 3 водорода), правой части – 2 (аммиака), т.е. меньше, а равновесие должно сместиться в сторону меньшего давления. Можно уменьшить объём, поскольку в соответствии с законом Бойля-Мариотта (PV = const при постоянной температуре) уменьшение объёма эквивалентно увеличению давления. Можно уменьшить температуру, поскольку в ходе прямой реакции энергия выделяется, и равновесие сместится в сторону выделения энергии. Введение в систему катализатора не приводит к смещению равновесия, поскольку катализатор в равной степени изменяет скорости прямой и обратной реакций.

При определении изменений концентраций в ходе реакции используют её

уравнение. Так, в реакции N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 отношение реагирующих концентраций равно [ ] [ ] [ ] 2:3:1NH:H:N 322 = в соответствии с уравнением реакций. Равновесные концентрации начальных веществ определяются путём вычитания реагирующих концентраций из начальных, а конечных веществ – путём прибавления реагирующих концентраций к начальным.

20

10. Для данной реакции, уравняв материальный баланс, рассчитайте

величины энтальпии и энтропии реакции 0298H∆ и 0

298S∆ , определите

температуру начала реакции (температуру, при которой энергия Гиббса 0298G∆ =0), сделайте вывод о возможности протекания реакции при стандартных

условиях, рассчитайте константу химического равновесия (табл. 8, 9) [1, гл. 5; 2, гл. 8 - 9]. Таблица 8

№ варианта

Уравнение реакции

1 С(т) + О2 → СО2 2 СО + О2 →СО2 3 Fe2O3(т) + CO → Fe(т) + СО2 4 FeO(т) + Н2 → Fe(т) + Н2О(т) 5 Al2O3 + Н2 → Al(т) + Н2О(т) 6 СО + Н2 →СН4 + СО2 7 СО2 + Н2 →СН4 + Н2О(т 8 Fe2O3 + CO → FeО(т) + СО2 9 СН4 + О2 →СО2 + Н2О(т) 10 Al2O3(т) + С(т) → Al(т) + СО2 11 FeO(т) + СО → Fe(т) + СО2 12 СО2 + С(т) → СО 13 Н2 + О2 → Н2О(т) 14 FeO(т) + О2 → Fe2O3(т) 15 Fe(т) + Н2О(т) → FeO(т) + Н2

11.Уравняйте материальный баланс в реакции А+В = С+D, запишите

выражения закона действующих масс для прямой и обратной реакции. Определите, во сколько раз изменится скорость реакции в следующих случаях: 1) при изменении температуры ∆t и температурном коэффициенте скорости реакции γ; 2) при изменении давления Р или объема V; 3) при одновременном изменении концентрации СА и СВ. Предложите способы смещения химического равновесия в данной реакции вправо. Рассчитайте неизвестные равновесные концентрации и константу равновесия по начальным концентрациям СНА, СНВ, СНС, СНD и равновесной концентрации СРА (индекс 1 относится к начальным условиям, индекс 2 – к конечным) (табл. 10, 11) [1, гл. 6 - 7; 2, гл. 10].

21

Таблица 9 Вещество 0

298H∆ , кДж/моль 0298S∆ , Дж/моль·К

Н2 0 130,60 О2 0 205,03

С 0 5,74 Fe(т) 0 27,15 Al(т) 0 28,31 СО -110,50 197,40 СО2 -393,51 213,60 Н2О(г) -241,84 188,74 СН4 -74,85 186,19 FeO(т) -263,68 58,79 Fe2O3(т) -821,32 89,96 Al2O3(т) -1675,00 50,94

Таблица 10

Концентрация, моль/л № варианта

А В С D СНА СНВ СНС СНD СРА

1 С2Н2 O2 CO2 H2O(г) 2,0 3,0 1,0 1,0 1,9

2 С2Н6 O2 CO2 H2O(г) 1,0 4,0 2,0 3,0 0,8 3 Н2 Cl2 HCl - 2,0 3,0 4,0 - 1,0 4 N2 O2 NO - 1,0 0,5 2,0 - 0,7 5 NO O2 NO2 - 3,0 1,0 2,0 - 2,5 6 СН4 - H2 С2Н2 2,0 - 3,0 2,0 1,0 7 SO2 O2 SO3 - 4,0 3,0 3,0 - 2,5 8 N2 H2 NH3 - 2,0 4,0 4,0 - 1,4 9 СO2 H2 CH4 H2O(г) 1,0 2,0 2,0 1,0 0,6 10 NO Cl2 NOCl - 3,0 5,0 1,0 - 2,5 11 Н2 O2 H2O(г) - 5,0 7,0 3,0 - 4,0 12 НCl O2 H2O(г) Cl2 2,0 3,0 1,5 2,0 1,8 13 СO H2 CH4 H2O(г) 4,0 5,0 2,0 2,0 3,0 14 С2Н4 O2 CО2 H2O(г) 1,0 2,0 2,0 3,0 0,7 15 Н2 CO2 H2O СO2 1,0 1,0 2,0 5,0 0,5

22

Таблица 11 №

варианта ∆t = t2-t1,

оС γ Р2/Р1 V2/V1 CA2/CA1 CB2/CB1

1 10 2,5 2 2 1

2 20 3,0 3 3 1/2 3 30 3,5 4 4 1/3 4 40 4,0 5 2 1/4 5 50 2,0 2 1/2 2 6 60 2,5 3 1/3 3 7 10 3,0 4 1/4 4 8 20 3,5 5 3 2 9 30 4,0 2 2 2 10 40 2,0 3 1 2 11 50 2,5 4 1/2 1/3 12 60 3,0 5 1 1/2 13 10 3,5 2 2 1/3 14 20 4,0 3 3 1/4 15 30 2,0 4 4 2 12. Рассчитайте, во сколько раз изменится константа скорости химической

реакции: 1) при введении в систему катализатора, изменяющего энергию активации от начальной Е1 до Е2, 2) при изменении температуры системы от Т1 до Т2, 3) при одновременном введении в систему катализатора и изменении температуры. Укажите, в каких областях сельскохозяйственного производства стремятся изменить скорость химических реакций и какими способами это делают (табл. 12) [1, гл. 6 - 7; 2, гл. 10]. Таблица 12

№ варианта

E1, кДж/моль

E2, кДж/моль

Т1, K Т2, K

1 2 3 4 5 1 17,3 8,1 350 400 2 58,1 43,2 280 260 3 14,7 9,4 420 510 4 74,8 65,5 340 290 5 49,6 35,4 480 590 6 20,7 13,2 410 360 7 40,9 29,4 520 590 8 34,4 10,2 300 350 9 41,4 20,9 290 250 10 36,7 19,4 280 390

23

1 2 3 4 5 11 21,3 9,0 520 410 12 34,5 12,3 300 450 13 29,2 14,0 1200 700 14 51,1 32,7 500 850 15 12,1 5,4 600 300

4. Дисперсные системы

Раствором (истинным раствором) называется однородная (гомогенная) смесь, состоящая из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. В растворе 2CO (г) в воде OH2 (ж) устанавливается следующее

равновесие: )Г(2СО ⇄ )Р(2СО ⇄ )Р(32СОН ⇄ −+ + 3НСОН ⇄ −+ + 3СОН2 .

Данный раствор состоит из двух компонентов ( 2CO , OH2 ) и продуктов их взаимодействия. Концентрацией раствора (С) называется количество растворенного вещества, содержащегося в единице массы (или объема) раствора или растворителя. Наиболее часто в качестве характеристик концентраций растворов используются массовая доля (процентная концентрация), молярная, нормальная, моляльная концентрации и титр. Массовую долю можно рассчитать по формуле:

100V

m100

mm

m100

m

mС В

РЛВ

В

Р

В% ⋅ρ

=+

== , где Вm – масса растворённого вещества, г;

Рm - масса раствора, г; РЛm - масса растворителя; ρ – плотность раствора, г/мл; V - объём раствора, мл. При необходимости перейти от одного способа выражения концентрации к другому используют следующие

формулы:M

10СМ

⋅ρ⋅ω= ;

Э

10СН

⋅ρ⋅ω= ;

1001000

ЭС

1000

MСT НМ ρ⋅ω

=⋅

=⋅

= ; МН nСС = . Здесь

где ρ – плотность раствора, г/мл; V – объем раствора, л; ω – массовая доля растворенного вещества, МС – молярная концентрация, моль/л; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль; НС – нормальная концентрация, моль- экв/л; Э – мольная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; Т – титр

раствора, г/мл; Э

Мn = . Моляльность можно рассчитать по формуле:

LM

1000mСm ⋅

⋅= , где m и L – массы растворенного вещества и растворителя

соответственно. Температуры кипения и замерзания растворов описываются

криоскопическим ( mКРЗАМ CKit ⋅⋅=∆ ) и эбуллиоскопическим ( mЭБКИП CKit ⋅⋅=∆ ) законами Рауля. Здесь ,ttt РЛ.ЗАМР.ЗАМЗАМ −=∆ где Р.ЗАМt – температура замерзания раствора; РЛ.ЗАМt – температура замерзания чистого

24

растворителя; ,ttt РЛ.КИПР.КИПКИП −=∆ где Р.КИПt – температура раствора;

РЛ.КИПt – температура кипения чистого растворителя; КРK и ЭБK – криоскопическая и эбуллиоскопическая константы растворителя (для воды

86,1KКР = , 516,0KЭБ = ); i – изотонический коэффициент, учитывающий диссоциацию растворённого вещества. Изотонический коэффициент i можно

рассчитать по формуле: 1k

1i

−−

=α , где α – степень диссоциации растворённого

вещества (в долях); k – число ионов, образующихся при диссоциации молекулы

растворённого вещества. Например, в реакции СаCl2 ⇄ Ca2+ + 2Cl- при 8,0=α ( ) ( ) 6,21138,011ki =+−=+−α= , поскольку при диссоциации образуются 1 ион

кальция и 2 иона хлорида ( 321k =+= ). В водных растворах могут протекать реакции диссоциации, гидролиза, комплексообразования, осаждения и др. Диссоциация воды описывается уравнением Н2О ⇄ Н+ + ОН-. Величина [ ] [ ]−+ ⋅= OHHK W называется ионным произведением воды, не зависит от состава и концентраций растворённых в ней веществ, но зависит от температуры. Так, при 20 °С КW = 10-14, а при 100 °С КW = 10-12. Логарифмируя выражение КW = 10-14, получаем [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] 14OHlgHlg14OHlgHlg14OHHlg =−−⇒−=+⇒−=⋅ −+−+−+

Обозначая [ ]+−= HlgpH и [ ]−−= OHlgpOH , получаем рН + рОН = 14. Введённые обозначения являются определениями величин рН и рОН. Здесь концентрации ионов водорода и гидроксила выражаются в моль/л. В нейтральном растворе рН = рОН = 7, в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН > 7. В приведённых выражениях точнее использовать активные концентрации ионов водорода и гидроксила.

Диссоциацию электролитов в водных растворах описывают уравнениями

диссоциации по ступеням и суммарным уравнением: H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

(диссоциация по 1 ступени); HSO4- ⇄ H+ + SO4

2- (диссоциация по 2 ступени);

H2SO4 ⇄ 2H+ + SO42- (суммарное уравнение диссоциации).

По величине степени диссоциации Дα электролиты делятся на три вида:

сильные ( Дα > 30 %. Это сильные кислоты HCl, HNO3, H2SO4 и др., сильные

основания NaOH, KOH, и др., все неорганические соли), средние (30 % > Дα >

3 %), слабые (3 % > Дα ). Константой диссоциации называется константа

равновесия реакции диссоциации. Например, выражение константы

диссоциации серной кислоты по 2 ступени имеет вид: [ ] [ ][ ]−

−+ ⋅=

4

24

2HSO

SOHK .

Гидролизом называют реакцию взаимодействия воды с растворённой в ней солью. Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием

25

(гидролиз по катиону), слабой кислотой (гидролиз по аниону), слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз по катиону и по аниону). Гидролиз протекает ступенчато и описывается молекулярным, полным и сокращённым ионными уравнениями. Например, гидролиз ZnCl2 по 1 ступени описывается

уравнениями: ZnCl2 + H2O ⇄ ZnOHCl + HCl (молекулярный вид); Zn2+ + 2Cl- +

H2O ⇄ ZnOH+ + H+ + 2Cl- (полный ионный вид); Zn2+ + H2O ⇄ ZnOH+ + H+ (сокращённый ионный вид). В ионном виде вещества записываются в преобладающей форме – слабые электролиты в виде молекул, сильные – в виде ионов. Наиболее точно описывает гидролиз сокращённый ионный вид. В рассматриваемом случае видно, что в реакции участвует катион Zn2+ (гидролиз по катиону), а ионы водорода H+ создают в растворе кислую среду (рН < 7).

Константа гидролиза (КГ) является модификацией константы равновесия реакции гидролиза. В рассматриваемом случае выражение константы гидролиза

в ионной форме записывается в виде: [ ] [ ]

[ ]+++ ⋅

=22Г

Zn

HZnOHZnClК (не учитывается

практически постоянная для разбавленных растворов концентрация воды).

13. При растворении m граммов вещества А в VA миллилитрах воды получили раствор плотностью ρ. Рассчитайте молярность, нормальность, титр и процентную концентрацию полученного раствора и определите, сколько мл полученного раствора необходимо для приготовления 10VA мл 1Н раствора вещества А, укажите, где и для чего используются растворы в сельскохозяйственном производстве (табл. 13) [1, гл. 8; 2, гл. 11].

14. Напишите уравнения диссоциации веществ А и В (по ступеням и суммарное), для слабых электролитов приведите выражение константы диссоциации Кд. Напишите уравнения гидролиза веществ С и Д (по ступеням и суммарное) в молекулярном, полном и сокращённом ионном видах, приведите выражения констант гидролиза К1 по первой ступени, укажите типы гидролиза и реакции среды (рН > 7, рН < 7, рН = 7) (табл. 14) [1, гл. 8; 2, гл. 11 - 12].

15. По известной концентрации ионов [H+] или [ОH-], вычислите рН и рОН раствора, рассчитайте число ионов Н+ в 1 л раствора, укажите реакцию среды (рН > 7, рН < 7, рН = 7). Определите, как изменится рН этого раствора при разбавлении в 10 раз. Укажите, для чего и каким образом определяют величину рН в сельскохозяйственном производстве (табл. 15). Литература: [1, гл. 8; 2, гл. 11 - 12].

26

Таблица 13 №

варианта A ρ, г/мл m, г VA, мл

1 NaOH 1,225 20 80 2 KOH 1,286 30 40 3 H2SO4 1,307 40 60 4 HNO3 1,316 50 50 5 HCl 1,121 24 76 6 NaOH 1,268 28 72 7 KOH 1,437 42 58 8 H2SO4 1,127 18 72 9 HNO3 1,054 10 90 10 HCl 1,163 32 68 11 NaOH 1,137 12 88 12 KOH 1,048 6 94 13 H2SO4 1,324 42 58 14 HNO3 1,093 16 84 15 HCl 1,039 8 92

Таблица 14

№ варианта

А В С Д

1 H2SO3 Ba(OH)2 NiSO4 Na2CO3 2 HNO2 Sr(OH)2 AlCl3 K2SO3 3 KClO2 Ni(OH)2 Fe(NO3)3 BaSiO3 4 H2SeO3 KOH Ca(NO3)2 Ca(NO2)2 5 H2SiO3 NaOH FeCl3 K2SeO3 6 CH3COOH Fe(OH)2 Mg(NO3)2 Na3AsO4 7 H2SO4 Cu(OH)2 NiCl2 CaS 8 H3AsO4 Mn(OH)2 CoSO4 Ba(CH3COO)2 9 H3PO4 Mg(OH)2 Na2SO3 MnSO4 10 HNO3 Fe(OH)3 K2SiO3 MnCl2 11 HCl Co(OH)2 Ba(NO2)2 Mn(NO3)2 12 H2CO3 Ca(OH)2 CaSeO3 FeSO4 13 HPO3 Ni(OH)3 K3AsO4 Al(NO3)3 14 H2S Pb(OH)2 Na2S Ni(NO3)2 15 HClO3 Cd(OH)2 K2CO3 CoCl2

27

Таблица 15 №

варианта [H+], г/л [ОH-], г/л

1 10-3 - 2 - 1,7 ·10-2 3 3 ·10-8 -

4 - 3,4 ·10-5 5 5 ·10-4 -

6 - 7,2 ·10-9 7 6 ·10-10 - 8 - 1,02 ·10-2 9 4,1· 10-5 - 10 - 6,8 ·10-7 11 1,2· 10-7 - 12 - 8,5· 10-3 13 7,1 10-2 - 14 - 5,1 ·10-8 15 2,5 ·10-9 - 16. Определите молярную концентрацию вещества А, при которой

температура кипения (или температура замерзания) водного раствора этого вещества повышается (понижается) на ∆tКИП (∆tЗАМ) градусов. Степень диссоциации вещества А равна α, эбуллиоскопическая константа воды КЭБ = 0,516 °С, криоскопическая ККР = 1,86 °С. Определите, сколько граммов вещества А необходимо для приготовления V литров раствора с рассчитанной молярностью. Укажите, где и для чего стремятся изменить температуры кипения (замерзания) водных растворов в сельскохозяйственном производстве (табл. 16) [1, гл. 8; 2, гл. 11 - 12]. Таблица 16

№ варианта

А ∆tКИП, оС ∆tЗАМ, оС α, % V, л

1 2 3 4 5 6 1 С2Н4(OH)2 1,0 - 0 2 2 Na2НPO4 - 2,0 75 5 3 K2SO4 3,0 - 85 10 4 NaCl - 5,0 90 3 5 H2SO4 7,0 - 70 4 6 С12Н22O11 - 1,0 0 6 7 (NН4)2CO3 2,5 - 60 70 8 С3Н5(OH)3 - 0,5 0 9

28

1 2 3 4 5 6 9 С2Н5OH 1,0 - 0 12 10 С6Н12O6 - 1,5 0 8 11 С3Н7OH 0,6 - 0 11 12 СН3OH - 1,2 0 13 13 СН3COOH 1,3 - 5 10 14 FeCl3 - 5,0 80 15 15 Na2CO3 2,0 - 75 14

5. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, идущие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов (например, горение угля 2

240

20 OCOC −+→+ ). Вещества, принимающие

электроны в ОВР, называются окислителями (О2), а отдающие – восстановителями (С). При составлении уравнения ОВР выполняются следующие основные действия: 1) определение окислителя и восстановителя; 2) определение основных продуктов реакции; 3) составление электронного баланса; 4) определение всех исходных и конечных веществ, подбор коэффициентов. Практически важными случаями ОВР являются реакции горения, электролиз, коррозия металлов и процессы, протекающие в гальванических элементах. Окислитель в них всегда имеет больший, а восстановитель – меньший окислительно-восстановительный потенциал. Эти потенциалы определяются экспериментально и могут быть найдены в соответствующих справочных таблицах.

Гальваническим элементом называется устройство, в котором используется самопроизвольно возникающая при контакте двух различных проводников контактная разность электрических потенциалов (контактная ЭДС). Система по принципу Ле Шателье стремится уменьшить контактную ЭДС, в результате чего возникает электрический ток и в элементе протекает самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция (∆G < 0). Так, в элементе, описываемом схемой Zn|Zn2+||Cu|Cu2+, протекают реакции: An: Zn – 2 е → Zn2+ (уравнение анодного процесса) Kt: Cu2+ + 2 е → Cu (уравнение катодного процесса) Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu (суммарное уравнение, или уравнение токообразующей реакции)

Потенциалы электродных реакций типа Me⇄ enMen ++ , где Me – металл, из которого сделан электрод; +nMe – ион металла; n – число отданных (принятых)

электронов, могут быть рассчитаны по уравнению Нернста: clnnF

RTEE 0 +=

Здесь Е – электродный потенциал, В; Е0 – стандартный электродный потенциал,

29

R = 8,31 Дж/моль·К – газовая постоянная; Т – абсолютная температура электрода, К; F – число Фарадея (Kл), равное произведению заряда электрона

eq на число Авогадро AN , ( 96500106106,1NqF 2319Ae ≈⋅⋅⋅=⋅= − Kл); n – число

отданных (принятых) в катодном или анодном процессе электронов; с – молярная (точнее, активная молярная) концентрация ионов металла. Часто используется упрощённая форма уравнения Нернста, которая получается подстановкой величин F, R, T = 298 Кл (25 0С) и переходе от натурального

логарифма к десятичному: clgn

059,0EE 0 += . Величина ЭДС рассчитывается по

уравнению ∆Е = EKt - EAn и связана с энергией Гиббса токообразующей реакции соотношением EnF)FEE(nFG AnKt ∆−=−−=∆ .

Электролизом называют совокупность физико-химических процессов, протекающих при прохождении через вещество электрического тока. При электролизе на катоде всегда восстанавливается катион с наибольшим потенциалом, а на аноде окисляется вещество (материал анода или анион) с наименьшим потенциалом. Различают электролиз растворов и расплавов, а также электролиз с растворимым и нерастворимым (C, Pt, Au и др.) анодами. В случае растворимого анода в электродной реакции окисляется материал анода, а в случае нерастворимого – анион с наименьшим потенциалом (как правило, безкислородные ионы типа ,Br,S,Cl 2 −−− др., а при их отсутствии –

ионы −OH ). Например, электролиз раствора 4CuSO с угольным (нерастворимым) анодом протекает следующим образом:

4CuSO −+ +→ 24

2 SOCu , −+ +→ OHHOH2 (диссоциация в растворе);

Kt: 02 Cue2Cu →++ (уравнение катодного процесса); An: OH2Oe4OH4 22 +→−− (уравнение анодного процесса);

24224 OSOH2Cu2OH2CuSO2 ++→+ (суммарное уравнение электролиза). Количество выделившегося на электроде вещества рассчитывают по

обобщенному закону Фарадея: ItF

Эm = , где m – масса выделившегося на

электроде вещества, г; Э – молярная масса эквивалента выделившегося вещества, г/моль; F ≈ 96500 Кл – число Фарадея, Kл, равное произведению заряда электрона eq на число Авогадро AN , ( 96500106106,1NqF 2319

Ae ≈⋅⋅⋅=⋅= − Kл); I – сила тока, А; t – время электролиза, с.

Коррозией называют разрушение металлов в результате самопроизвольных окислительно-восстановительных реакций (∆G < 0) с компонентами окружающей среды. При контакте нескольких металлов, в сплавах коррозии подвергается металл с наименьшим потенциалом (анод).

При химической коррозии протекают ОВР, сопровождающиеся переносом электронов на небольшие расстояния, соизмеримые с размерами атомов. Химическая коррозия может протекать в отсутствии электролита. Примером

30

химической коррозии является коррозия чугуна и стали под воздействием окисляющих компонентов окружающей среды: 2Fe + O2 → 2FeO; 4FeO + 3O2 → 2Fe2O3; FeO + H2O → Fe(OH)2; Fe2O3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 (точнее FeOOH); FeO + CO2 → FeCO3; FeO + H2S → FeS + H2O и др. Совокупность образующихся продуктов коррозии принято во всех случаях называть ржавчиной, хотя состав последней зависит от условий процесса. Важную роль в процессе образования ржавчины играет вода, оказывающая каталитическое действие. В отсутствии следов воды многие термодинамически возможные коррозионные процессы протекают с очень малой скоростью (например, окисление бурового оборудования на нефтепромыслах в пустынях).

При электрохимической коррозии протекают ОВР, сопровождающиеся переносом электронов на большие расстояния, значительно превышающие размеры атомов (возникает электрический ток). Электрохимическая коррозия, как правило, протекает в присутствии электролита. Примером электрохимической коррозии является коррозия оцинкованного железа (стали) на воздухе:

.ZnO2OZn2

;1

2

O2e4O:Kt

Zne2Zn:An

2

22

2

→+

→+

→−−

+

17. Методом электронного баланса составьте уравнения окислительно-

восстановительных реакций, укажите окислитель и восстановитель, определите их эквиваленты. Укажите области применения окислительно-восстановительных реакций в сельскохозяйственном производстве (табл. 17) [1, гл. 9; 2, гл. 13].

18. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и суммарное уравнение электролиза раствора вещества А с анодом С. Рассчитайте массы веществ, выделившихся на катоде и аноде, при токе I за время t при выходе q. Приведите примеры применения электролиза в сельскохозяйственном производстве (табл. 18) [1, гл. 9; 2, гл. 13,18]. Таблица 17

№ варианта

Уравнения реакций

1 2 1 1) C + O2 → 2) Zn + HCl (разб.) → 3) As + HNO3 (конц.) → H3AsO4 + NO2

2 1) P + O2 → 2) Fe + HNO3 (конц.) → NO2 + . . . 3) H2SO3 + КМnО4 + H2SO4 →

3 1) Na + Cl2 →

31

1 2 2) Mg + H2SO2 (разб.) → Н2 + . . . 3) H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + . . .

4 1) Fe + Cl2 → 2) C + HNO3(конц.) → NO2 + . . . 3) H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + . . .

5 1) Al + Br2 → 2) S + HClO4 → HCl + SO2 + . . . 3) Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + . .

6 1) K + I2 → 2) S + HClO4 → HCl + SO2 + . . . 3) Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + . .

7 1) Fe + O2 → 2) Cu + HNO3 (конц.) → NO2 + . . . 3) Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 →

8 1) Al + O2 → 2) P + H2SO4 (конц.) → HPO3 + SO2 + . . . 3) HCl + HNO3 → Cl2 + NO2 + . . .

9 1) Са + Cl2 → 2) Fe + HNO3 (разб.) → NH3 + . . . 3) H2SO3 + I2 + H2O →

10 1) В + O2 → 2) K + HNO3 (разб.) → N2O 3) H2S + Br2 → S + . . .

11 1) C + Cl2 → 2) Fe + H2SO4 (разб.) → H2 + . . . 3) H2O2 + H2S → SO2 + . . .

12 1) S + O2 → 2) Al + HClO4 → HCl + . . . 3) MnS + HNO3 (конц.) → SO2 + NO2 + . . .

13 1) Cr + Cl2 → 2) P + HNO3 (разб.) → NO2 + H3PO4 + . . . 3) FeS + O2 → SO2 + …

14 1) Mg + O2 → 2) S + H2SO4 (конц.) → SO2 + . . . 3) PH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + . . .

15 1) Mg + F2 → 2) Fe + HCl (конц.) → 3) KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + . . .

32

Таблица 18 №

варианта А В С I, А t, ч q, %

1 FeCl3 K2SO4 C 1 1,0 85 2 CoF2 NaNO3 Pb 10 1,5 90 3 CaCl2 CaBr2 Ni 5 12,0 75 4 AlF3 Al2(SO4)3 C 3 2,5 92 5 KCl CuSO4 Co 4 3,0 83 6 NaI Co(NO3)2 Sn 7 3,5 72 7 CaCl2 NaCl C 8 4,0 65 8 AgI KNO3 Cr 12 5,0 87 9 CrCl3 AgNO3 Mn 20 0,5 95 10 PbCl2 CrCl3 C 15 1,0 91 11 BaF2 Pb(NO3)2 Cu 14 1,5 69 12 KBr FeCl3 Fe 6 3,0 78

13 NaI KCl C 9 2,5 84 14 CaF2 Na2CO3 Hg 24 3,0 89 15 NaCl BaCl2 Zn 17 3,5 70 19. Напишите уравнение токообразующей реакции гальванического

элемента, состоящего из электрода А, погруженного в раствор Аn+ с концентрацией СА, и электрода В, погруженного в раствор Вn+ с концентрацией СВ. Рассчитайте ЭДС этого гальванического элемента при температуре 25 °С и стандартных электродных потенциалах 0

АЕ и 0

ВЕ . Составьте схему

гальванического элемента. Укажите сходство и различие аккумуляторов и гальванических элементов обычного типа, а также области их применения в сельскохозяйственном производстве (табл. 19) [1, гл. 9; 2, гл. 13,18].

20. Выберите:1) анодное покрытие для А; 2) катодное покрытие для В. Для обоих случаев напишите уравнения коррозии, протекающей: а) на воздухе; б) во влажном воздухе; в) в кислой среде. Укажите известные вам способы защиты от коррозии, применяемые в сельскохозяйственном производстве (табл. 20) [1, гл. 10; 2, гл. 19]. Таблица 19

№ варианта

A/An+ B/Bn+ 0АЕ , B 0

ВЕ , B CA, моль/л

CB, моль/л

1 2 3 4 5 6 7 1 Mg/Mg2+ Be/Be2+ -2,370 -1,850 10-2 10-3 2 Al/Al3+ Co/Co2+ -1,660 -0,280 10-2 10-1 3 Mn/Mn2+ Cu/Cu2+ -1,190 0,337 10-1 10-3 4 Zn/Zn2+ Ag/Ag+ -0,763 0,779 10-3 10-2 5 Fe/Fe2+ Pb/Pb2+ -0,440 -0,126 10-2 10-1

33

1 2 3 4 5 6 7 6 Co/Co2+ Hg/Hg2+ -0,280 0,850 10-1 10-2 7 Sn/Sn2+ Cr/Cr3+ -0,140 -0,740 10-2 10-2 8 Fe/Fe3+ Cd/Cd2+ -0,030 -0,403 10-3 10-1

9 Zn/Zn2+ Cu/Cu2+ -0,763 0,337 10-3 10-2 10 Pb/Pb2+ Mo/Mo2+ -0,126 -2,360 10-2 10-2 11 Hg/Hg2+ Co/Co2+ 0,850 -0,280 10-3 10-1 12 Ni/Ni2+ Be/Be2+ -0,230 -1,850 10-3 10-3 13 Cr/Cr3+ Sn/Sn2+ -0,740 -0,140 10-2 10-1 14 Zn/Zn2+ Ag/Ag+ -0,763 0,799 10-1 10-1 15 Mn/Mn2+ Au/Au3+ -1,190 1,498 10-2 10-3

Таблица 20

№ варианта

А В

1 Fe Mn 2 Fe Sn 3 Ni Cu 4 Cu Mg 5 Al Mn 6 Sn Fe 7 Co Cr 8 Ni Fe 9 Cd Sn 10 Zn Cr 11 Sn Mn 12 Al Fe

13 Pb Mn 14 Co Fe 15 Zn Mn

6. Специальные разделы химии

Жёсткой называют воду, имеющую в своём составе катионы +2Ca , +2Mg ,

а также некоторых d-элементов ( +++++ 22232 Cu,Mn,Zn,Fe,Fe и др.). Различают жёсткость временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную). Временная жёсткость (ЖВ) обусловлена присутствием в природной воде гидрокарбонатов кальция, магния и d-элементов: 23 )HCO(Ca и 23 )HCO(Mg и др. Постоянная жёсткость (ЖП) обусловлена присутствием в природной воде

34

хлоридов и сульфатов кальция, магния и d-элементов: 4422 MgSO,CaSO,MgCl,CaCl , а также других растворимых солей, не

разрушающихся при кипячении. Общей жёсткостью воды (ЖО) называется сумма временной и постоянной жёсткости: ЖО = ЖВ + ЖП. Величина жёсткости характеризуется числом миллимоль-эквивалентов ионов

+2Ca , +2Mg , и d-элементов в 1 л воды (ммоль-экв/л). Согласно ГОСТ 2874-82 питьевая вода, подаваемая централизованными системами хозяйственно-питьевого водоснабжения должна иметь жёсткость не более 7,0 ммоль-экв/л.

Необходимость ограничения общей жёсткости используемой в сельскохозяйственном производстве воды объясняется, прежде всего, образованием накипи на стенках котлов и трубопроводов, невозможностью применять достаточно жёсткую воду для полива, питья и др.

Жёсткость воды устраняют несколькими методами. При кипячении разрушаются гидрокарбонаты +2Ca , +2Mg и d-элементов с образованием

нерастворимых карбонатов ( ↓++⎯→⎯ 322t

23 CaCOCOOH)HCO(Ca0

). Постоянную и временную жёсткость одновременно можно устранить методами осаждения и ионного обмена. В методе осаждения к воде обычно добавляют растворимые карбонаты и фосфаты, которые образуют с компонентами жёсткости малорастворимые соединения ( NaCl2CaCOCONaCaCl 3322 +↓→+ ). Метод ионного обмена является модификацией метода осаждения. Воду пропускают через слой гранулированного органического (ионообменные смолы) или неорганического вещества (цеолиты), которые содержат функциональные группы, способные обменивать входящие в их состав ионы на ионы, определяющие жёсткость (например, ,MgRNa2RNaMg 2

2 +→+ ++ гдеR символизирует структурный каркас ионообменной смолы или цеолита). Кроме того, цеолиты способны адсорбировать (удерживать на поверхности) или не пропускать через свои поры (молекулярные сита) ионы, определяющие жёсткость. В ряде случаев принимают меры, препятствующие образованию накипи без устранения жёсткости. Например, при добавлении к воде так называемых антинакипинов (гексаметафосфат натрия 63 )NaPO( , коллоидно-дисперсный графит, таннит железа и др.) происходит связывание определяющих жёсткость катионов в прочные (не разрушающиеся при кипячении) комплексы. В методе магнитной обработки воду пропускают через двухполюсный постоянный магнит, при этом количество образующейся накипи значительно уменьшается. Эффективность метода определяется отношением скорости движения воды через магнит и напряжённости магнитного поля, причём при некоторых отношениях эффект отсутствует. Вода, прошедшая магнитную обработку, также повышает урожайность сельскохозяйственных культур и их сопротивляемость вредителям и болезням, увеличивает всхожесть обработанных ею семян, обладает лечебными

35

свойствами. Приготовленный на этой воде бетон твердеет в 1,5-2 раза быстрее и имеет в 1,5-2 раза большую прочность. Химические свойства органических соединений зависят, прежде всего, от их строения и присутствия функциональных групп (групп атомов, определяющих протекание характерных реакций). Поэтому необходимо определить строение и класс реагирующих веществ и затем записать уравнения реакций, характерных для соответствующих типов соединений или функциональных групп. Так, для предельных и ароматических углеводородов характерны реакции замещения, непредельных – присоединения, спиртов – взаимодействие с активными металлами и реакции этерификации, альдегидов – реакции окисления и восстановления, карбоновых кислот – реакции с активными металлами и основаниями, реакции этерификации и восстановления и т.д.

21. На умягчение V литров воды пошло m граммов кальцинированной соды Na2CO3. Определите общую, временную и постоянную жесткость воды, считая, что на p моль-экв HCO-

3 – ионов приходится q моль-экв ионов Cl- и SO2-4.

Укажите отличия разных видов жёсткости, необходимость и способы устранения жёсткости воды в сельскохозяйственном производстве (табл. 21) [5, гл. 12; 2, гл. 23].

22. Напишите графические формулы и уравнения реакций, характеризующих химические свойства веществ А, В, С. Сколько граммов А необходимо для получения mB г вещества В, если процент выхода равен q. Приведите примеры использования этих веществ в сельскохозяйственном производстве (табл. 22) [1, гл. 13]. Таблица 21

№ варианта

V, л m, г p, моль-экв q, моль-экв

1 2 3 4 5 1 10 7,0 1 3 2 50 50,0 2 2 3 100 400,0 4 1 4 20 3,0 2 5 5 2 0,5 3 7 6 40 20,0 4 3 7 200 65,0 1 4 8 25 6,0 2 1 9 120 200,0 1 2 10 300 180,0 1 5 11 500 130,0 1 4 12 5 20,0 2 3

36

1 2 3 4 5 13 15 75,0 3 2 14 30 120,0 5 3 15 45 130,0 3 4

Таблица 22

№ варианта

А B C mB, г q

1 CH4 C2H4 C2H3Cl 100 85 2 C6H12O6 C2H5OH C2H4 500 40 3 CH3COH CH3COOH C2F4 200 65 4 C2H5OH C4H6 C3H6 400 80 5 CH2O HCOOH C6H5C2H3 1000 90 6 C2H6 C2H3Cl C6H12O6 1500 95 7 C2H6 C2H4Cl2 C4H6 300 83 8 CH3COH C2H5OH C2H3Cl 600 74 9 C6H6 C6H5CH3 C2H4 800 87 10 C6H5NO2 C6H5NH2 C2Н4 900 91 11 C2H2 C6H6 C3H6 50 78 12 C2H5OH (C2H5)2O C6H5C2H3 80 81 13 CH3OH HCOOH C6H12O6 150 92 14 C2H6 C2H4 C4H6 350 64 15 CaC2 C2H2 C2H3Cl 700 76

37

Варианты контрольных заданий Номера задач

№ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22

01 7 6 4 15 11 5 7 10 8 13 10 13 2 15 15 8 4 7 13 6 6 202 11 12 5 10 12 14 13 9 10 15 11 8 10 15 1 2 7 14 15 3 12 703 4 2 8 2 5 15 12 12 1 7 11 8 4 7 2 15 12 14 13 6 11 804 10 9 14 2 14 5 13 5 3 10 2 5 3 4 2 4 11 4 4 13 2 305 3 8 11 10 7 2 3 12 4 8 13 11 7 14 15 7 2 2 9 3 2 606 10 11 8 15 9 3 8 8 7 10 12 6 6 2 9 10 11 10 9 11 8 1107 13 12 3 13 3 8 12 2 5 6 13 5 5 9 11 9 10 5 11 15 9 408 9 1 8 14 8 3 6 2 15 14 15 3 7 4 15 5 3 15 8 6 13 1409 8 11 5 14 2 3 12 15 12 11 9 7 8 11 3 15 12 14 4 10 6 610 3 7 10 11 11 3 4 6 8 6 11 12 11 14 14 13 5 10 1 15 4 611 6 12 13 12 8 15 8 4 5 10 3 2 5 4 15 5 1 11 13 5 15 612 12 14 11 7 4 13 7 1 1 2 6 10 6 13 11 5 11 9 7 14 11 913 13 12 7 1 4 13 8 12 15 3 2 14 7 11 4 11 7 13 3 8 6 1014 13 8 10 3 13 9 4 13 5 13 6 12 11 8 3 4 4 4 7 5 6 1115 8 15 13 7 3 6 11 15 12 9 4 12 15 9 12 4 1 11 5 9 6 1216 7 11 3 6 4 14 10 6 3 10 7 5 4 7 6 7 13 8 12 1 8 217 1 7 5 14 9 2 3 12 9 12 4 13 11 11 8 10 5 12 4 6 2 218 3 11 10 7 1 7 8 12 12 5 4 9 8 15 11 2 2 14 7 12 4 819 13 7 14 4 10 10 3 12 7 9 9 4 10 5 10 1 9 9 2 8 9 1220 11 9 4 8 3 4 4 11 8 8 4 9 3 9 10 4 1 8 15 5 11 121 11 3 2 11 9 6 10 14 3 4 2 1 6 6 6 7 13 12 15 13 7 622 12 13 12 2 12 8 8 1 8 13 8 6 6 6 5 8 10 5 10 15 3 923 9 5 10 6 6 12 13 15 5 13 9 6 1 9 9 12 8 7 14 7 10 1324 2 5 14 4 7 14 7 12 14 13 9 9 3 13 9 4 13 4 9 1 10 925 13 11 4 12 7 15 10 4 9 9 3 3 14 11 14 3 12 8 2 5 3 426 6 2 2 10 7 7 6 7 9 6 7 14 13 1 10 4 8 12 6 14 9 627 7 12 7 12 15 9 3 6 2 6 5 7 13 2 6 3 12 7 9 14 13 928 5 3 6 3 12 5 5 8 4 6 13 7 6 12 3 11 3 9 3 7 10 329 8 13 4 12 9 8 3 11 10 13 6 1 10 8 6 1 5 14 6 3 12 930 12 10 9 8 5 9 12 11 6 2 2 3 8 12 5 15 9 11 10 15 12 331 9 10 2 6 6 6 8 15 6 13 14 3 10 12 11 15 13 11 7 12 3 1432 12 13 8 5 3 6 6 5 4 1 6 2 12 14 7 15 4 11 11 14 10 633 10 14 14 8 13 6 7 7 13 8 12 5 11 4 6 1 4 3 3 7 7 534 1 8 2 3 3 11 11 5 4 3 4 15 12 13 8 11 12 8 8 6 10 935 7 11 10 9 13 14 12 10 7 14 3 6 7 9 6 2 8 4 7 4 14 11

38

Номера задач № 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 36 2 2 9 4 12 11 15 10 4 10 4 14 5 13 4 14 6 5 7 13 11 2 37 1 1 7 4 13 3 14 10 10 1 6 8 6 13 4 6 14 1 9 8 7 11 38 7 10 3 4 7 7 10 11 7 4 8 1 11 8 9 2 6 3 4 13 14 3 39 12 11 12 9 14 12 8 4 13 5 10 2 9 4 10 15 10 11 10 7 10 10 40 12 3 5 11 13 8 4 7 12 7 3 14 2 6 7 15 3 4 9 11 1 2 41 6 12 8 10 4 5 7 13 13 12 15 11 2 11 3 3 3 13 3 9 9 11 42 12 14 8 5 9 2 4 6 14 6 7 9 11 13 4 10 2 8 7 2 3 2 43 6 6 2 4 14 7 8 12 11 3 9 13 8 11 3 2 12 14 14 11 5 3 44 5 11 14 10 10 12 2 12 5 8 2 15 10 6 3 5 2 6 5 14 15 12 45 3 14 8 14 8 13 12 12 6 6 3 14 9 11 5 7 3 11 9 4 3 3 46 12 2 2 7 12 12 13 12 10 7 11 5 6 2 12 14 4 9 8 8 7 8 47 14 11 9 9 11 4 9 1 15 7 5 2 9 8 2 5 5 13 8 2 15 3 48 8 2 4 3 8 7 10 10 13 7 15 12 9 12 1 2 12 12 3 8 12 2 49 13 8 2 15 5 6 4 9 2 14 11 8 13 5 10 6 3 8 3 3 3 8 50 14 14 12 9 7 11 11 11 13 7 12 8 13 15 4 13 9 14 8 11 12 3 51 12 12 13 5 5 4 8 7 3 9 9 11 1 14 6 15 8 9 9 10 13 6 52 2 7 1 5 4 10 5 14 10 4 14 6 7 7 4 14 7 14 8 9 8 4 53 10 13 6 8 9 2 1 10 4 6 4 9 15 8 10 10 4 6 4 4 12 6 54 7 12 12 5 4 3 12 14 12 10 8 4 8 6 2 5 9 6 5 10 14 15 55 10 3 4 1 10 11 12 13 4 14 15 5 2 12 2 8 8 2 5 7 8 7 56 7 4 14 11 4 4 10 8 14 10 3 3 9 6 7 12 15 3 6 10 4 6 57 10 9 13 8 10 3 11 9 7 10 9 10 9 4 10 3 8 3 7 9 2 13 58 7 9 9 9 1 13 8 5 6 11 10 13 7 14 15 7 5 1 5 5 15 4 59 7 9 1 8 11 12 12 10 13 11 9 5 14 12 2 7 9 5 12 13 3 11 60 14 3 5 4 12 5 3 10 13 6 2 13 9 13 3 8 11 9 12 4 4 8 61 13 10 2 8 13 10 3 7 9 2 11 9 11 7 11 14 15 6 3 5 4 10 62 5 8 2 6 10 9 14 9 12 2 3 3 12 12 6 14 3 11 14 2 9 9 63 7 12 3 11 6 5 3 5 4 6 15 1 10 3 6 4 11 9 12 4 7 9 64 9 11 9 7 10 14 13 4 11 3 11 14 7 9 8 6 4 5 12 7 12 6 65 12 11 14 5 8 1 8 5 10 6 8 3 9 9 11 7 11 12 12 6 11 2 66 10 8 13 10 9 8 13 14 5 3 10 8 3 11 11 11 2 8 2 4 1 9 67 2 2 5 7 2 13 7 6 12 14 3 7 9 15 7 5 15 10 3 4 14 3 68 6 2 11 6 15 13 10 2 2 4 11 2 10 13 2 13 2 14 3 8 14 10 69 15 3 14 6 4 10 6 8 7 7 14 11 6 11 10 8 12 6 7 11 9 5 70 2 6 14 4 15 3 5 4 9 1 10 5 13 5 13 7 3 4 4 5 5 8 71 10 3 2 8 4 2 11 5 12 5 6 7 3 9 5 6 3 11 5 9 9 3

39

Номера задач № 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 72 13 3 3 14 5 14 5 7 2 2 1 2 9 5 12 3 10 3 14 10 14 10 73 5 13 5 6 4 11 13 12 3 1 6 5 6 4 15 7 14 9 4 9 2 12 74 9 13 12 10 1 1 7 4 7 9 4 6 13 2 6 4 2 4 6 4 10 9 75 2 3 14 12 5 2 13 4 5 10 15 6 10 11 5 9 6 6 3 13 10 14 76 10 9 7 2 10 6 12 13 8 2 6 3 8 6 4 2 6 10 13 14 4 9 77 6 4 14 14 7 11 12 11 5 2 8 9 7 9 14 8 9 3 7 8 10 9 78 1 1 15 6 4 5 7 7 10 2 3 11 11 5 6 11 6 6 11 8 9 11 79 7 9 12 15 5 13 10 8 9 6 3 6 4 11 4 9 6 4 5 10 10 13 80 5 10 7 15 13 9 14 5 7 13 1 14 11 3 5 12 3 5 11 4 4 6 81 5 6 12 15 2 9 1 15 10 3 10 13 2 11 2 7 1 5 8 12 13 4 82 14 14 11 9 7 1 14 3 10 6 14 10 11 7 15 6 15 7 13 10 8 12 83 8 15 3 11 11 1 4 15 13 12 14 11 12 14 11 8 13 5 9 15 14 9 84 13 13 15 14 13 3 10 4 6 5 3 13 4 7 9 11 13 9 12 10 4 14 85 9 12 9 13 12 6 11 6 10 13 5 9 15 10 13 8 14 2 13 14 14 6 86 10 1 7 11 10 14 3 3 7 4 13 5 5 7 15 14 7 13 4 12 2 8 87 13 13 8 15 8 11 15 5 7 12 10 2 7 15 14 3 4 11 8 8 8 5 88 14 8 12 7 14 1 8 10 7 3 9 5 3 5 6 13 3 3 7 11 4 5 89 13 12 7 9 14 8 12 9 6 6 5 9 15 13 12 5 9 7 5 2 10 6 90 7 11 10 10 5 7 2 9 15 7 10 6 12 5 14 4 15 3 5 10 2 2 91 15 1 4 6 10 10 6 6 3 12 10 9 4 7 3 9 8 8 9 6 4 12 92 2 3 7 15 8 14 14 6 6 7 3 8 12 10 6 4 9 14 8 8 13 5 93 3 7 2 5 14 3 12 9 7 2 9 2 7 11 11 7 2 7 10 10 4 5 94 15 5 6 12 9 13 10 4 13 7 12 5 6 5 14 13 8 1 6 15 6 14 95 12 11 8 11 12 11 9 14 15 8 14 9 15 3 9 2 4 14 6 7 3 2 96 9 12 15 12 13 7 14 3 6 9 5 2 9 4 10 11 9 3 13 9 8 15 97 9 10 9 3 8 13 7 14 13 6 5 6 6 5 12 4 4 6 14 3 7 10 98 8 4 15 6 11 12 5 15 4 5 8 4 10 9 5 13 8 4 2 11 6 9 99 10 6 2 9 10 6 8 12 8 2 5 4 10 12 10 3 8 9 14 3 14 13 00 6 9 15 4 2 4 11 13 7 5 6 13 2 8 12 8 13 5 2 13 14 7

40

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева 2 3 4 5

1 1 H 1,00079 Водород 1,1 1s1 2,20

2 3 Li 6,94 Литий 1 2s1 0,98

4 Be 9,01218 Бериллий 2 2s2 1,57

5 B 10,81 Бор 3,(1) 2s22p1 2,04

6 C 12,011 Углерод -4,2,4,(3) 2s22p2 2,55

7 N 14,0067 Азот -3,1,2,4,3,5,(-1,-2) 2s22p3 3,04

3 11 Na 22,98977 Натрий 1 3s1 0,93

12 Mg 24,305 Магний 2 3s2 1,31

13 Al 26,98154 Алюминий 3,(1) 3s23p1 1,61

14 Si 28,085 Кремний -4,4,(1,2,3) 3s23p2 1,99

15 P 30,97367 Фосфор -3,3,5,(1,4) 3s23p3 2,19

4 19 K 39,098 Калий 1 4s1 0,89

20 Ca 40,08 Кальций 2 4s2 1,00

21 Sc 44,96 Скандий 3 3d14s2 1,36

22 Ti 47,90 Титан 3,4, (2) 3d24s2 1,54

23 V 50,94 Ванадий 3,5,(2,4) 3d34s2 1,63

29 Cu 63,54 Медь 1,2,(3,4) 3d104s1 1,90

30 Zn 65,38 Цинк 2 3d104s2 1,65

31 Ga 69,72 Галлий 3,(1,2) 4s24p1 1,81

32 Ge 72,59 Германий 2,4 4s24p2 2,01

33 As 74,9216 Мышьяк -3,3,5,(2) 4s24p3 2,18

5 37 Rb 85,467 Рубидий 1 5s1 0,82

38 Sr 87,62 Стронций 2 5s2 0,95

39 Y 88,91 Иттрий 3 4d15s2 1,22

40 Zr 91,22 Цирконий 4,(1,2,3) 4d25s2 1,33

41 Nb 92,91 Ниобий 3,5,(2,4) 4d45s1 1,6

47 Ag 107,87 Серебро 1,(2,3) 4d105s1 1,93

48 Cd 112,41 Кадмий 2,(1) 4d105s2 1,69

49 In 114,82 Индий 3,(1,2) 5s25p1 1,78

50 Sn 118,69 Олово 2,4 5s25p2 1,96

51 Sb 121,75 Сурьма -3,3,5 5s25p3 2,05

6 55 Cs 132,9054 Цезий 1 6s1 0,79

56 Ba 137,33 Барий 2 6s2 0,89

57 La 138,91 Лантан 3,(4) 5d16s2 1,10

72 Hf 178,49 Гафний 4 5d26s2 1,3

73 Ta 180,95 Тантал 5,(4) 5d36s2 1,5

79 Au 196,97 Золото 3,(1) 5d106s 2,54

80 Hg 200,59 Ртуть 2,(1) 5d106s2 2,00

81 Tl 204,37 Таллий 1,3 6s26p1 1,62

82 Pb 207,20 Свинец 2,4 6s26p2 2,33

83 Bi 208,9804 Висмут 3,5 6s26p3 2,02

7 87 Fr [223] Франций 1 7s1 0,7

88 Ra 226,0254 Радий 2 7s2 0,89

89 Ac [227] Актиний 3 6d17s2 1,1

104 Rf [261] Резерфордий 6d27s2

105 Db [262] Дубний 6d37s2

Лантаниды

6 58 Ce 140,1 Церий 3,4 4f15d16s2 1,12

59 Pr140,91 Празеодим 3,(4) 4f36s2 1,13

60Nd144,24 Неодим 3 4f46s2 1,14

61 Pm [145] Прометий 3 4f56s2 (1,07)

62 Sm 150,40 Самарий 2,3 4f66s2 1,17

63 Eu 151,96 Европий 2,3 4f76s2 (1,01)

64 Gd 157,25 Гадолиний 3 4f75d16s2 1,20

Актиниды 7 90 Th 232,04

Торий 4 6d27s2 1,3

91 Pa 231,04 Протактиний 5 5f26d7s2 1,5

92 U 238,03 Уран 4,5,(3,6) 5f36d7s2 1,38

93 Np 237,05 Нептуний 5 5f46d7s2 1,36

94 Pu [244] Плутоний 4 5f67s2 1,28

95 Am [243] Америций 3 5f77s2 1,3

96 Cm [247] Кюрий 3 5f76d7s2 1,3

41

6 7 8

1 1 H 1,0079 Водород -1,1 1s 2,20

2 He 4,00280 Гелий 1s2

2 8 O 15,999 Кислород -2 2s22p4 3,44

9 F 18,998403 Фтор -1 2s22p5 3,98

10 Ne 20,17 Неон 2s22p6

3 16 S 32,06 Сера -2,4,6,(1,3,5) 3s23p4 2,58

17 Cl 35,453 Хлор -1,1,5,7,(3) 3s23p5 3,16

18 Ar 39,94 Аргон 3s23p6

4 24 Cr 51,99 Хром 2,3,6,(4,5) 3d54s 1,66

25 Mn 54,94 Марганец 2,4,7,(3,5,6) 3d54s2 1,55

26 Fe 55,85 Железо 2,3,(1,4,5) 3d64s2 1,83

27 Co 58,93Кобальт 2,3,(1,4,5) 3d74s2 1,88

28 Ni 58,70Никель 2,(1,3,4) 3d84s2 1,91

34 Se 78,96 Селен -2,4,6,(1,2) 4s24p4 2,55

35 Br 79,904 Бром -1,1,5,(3,7) 4s24p5 2,96

36 Kr 83,80 Криптон 4s24p6

5 42 Mo 95,94 Молибден 4,6,(3) 4d55s 2,16

43 Tc 98,91 Технеций 4,7,(2,5,6) 4d55s2 1,9

44 Ru 101,07 Рутений 4,8,(1,2,3,5,6,7) 4d75s 2,2

45 Rh 102,91Родий 3,(2,4,5) 4d85s 2,28

46 Pd 106,40Палладий 2,4,(3) 4d10 2,20

52 Te 102,60 Теллур -2,4,6,(1,2) 4s24p4 2,1

53 I 126,9045 Иод -1,1,5,7,(3) 5s25p5 2,66

54 Xe 131,30 Ксенон (2,4,6) 5s25p6 2,6

6 74 W 183,85 Вольфрам 6 5d46s2 2,36

75 Re 186,21 Рений 4,7,(1,2,3,5,6) 5d56s2 1,9

76 Os 190,2 Осмий 4,8,(1,2,3,5,6,7) 5d66s2 2,2

77 Ir 192,22Иридий 3,4,(1,2,5,6) 5d76s2 2,20

78 Pt 195,09Платина 2,4,(1,3,5,6) 5d96s 2,28

84 Po [209] Полоний 2,4,(2) 6s26p4 2,0

85 At [210] Астат -1,3,7 6s26p5 2,2

86 Rn [222] Радон 7s27p6

7 106 Sg [263] Сиборгий 6d47s2

107 Bh [262] Борий 6d57s2

108 Hn [265] Ханий 6d67s2

109 Mt [266]Мейтнерий 6d77s2

110 [271] 6d97s1

Лантаниды

6 65 Tb 158,9254 Тербий 3,4 4f96s2 (1,10)

66 Dy 162,50 Диспрозий 3 4f106s2 1,22

67 Ho 164,9304 Гольмий 3 4f116s2 1,23

68 Er 167,26 Эрбий 3 4f126s2 1,24

69 Tm 168,9342Тулий 2,3 4f136s2 1,25

70 Yb 173,04 Иттербий 2,3 4f146s2 (1,06)

71 Lu 174,97 Лютеций 3 5d6s2 1,27

Актиниды 7 97 Bk [247]

Берклий 3,4 5f86d7s2 1,3

98 Cf [251] Калифорний 3 5f107s2 1,3

99 Es [254] Эйнштейний 3 5f117s2 1,3

100 Fm [257] Фермий 3 5f127s2 1,3

101 Md [258] Менделевий 2,3 5f137s2 1,3

102 No [255] Нобелий 2,3 5f147s2 1,3

103 Lr [256] Лоуренсий 3 5f146d7s2 1,3

42

Пояснение к периодической системе элементов Д.И. Менделеева. В каждой соответствующей элементу клетке таблицы 1.2. по рядам сверху

вниз приведена следующая информация: 1 ряд – атомный номер – символ (жирным шрифтом выделены символы элементов главных подгрупп) – атомная масса элемента; 2 ряд – название элемента (курсивом выделены названия элементов побочных подгрупп); 3 ряд – характерные степени окисления (с.о.) элемента (с.о. в соединениях основного характера выделены жирным шрифтом, амфотерного – курсивом, в несолеобразующих оксидах – подчёркнуты, менее характерные приведены в круглых скобках); 4 ряд – структура внешнего и застраивающихся электронных подуровней (жирным шрифтом выделены отступления от правила Клечковского) – электроотрицательность по Полингу (в скобках – по Оллреду).

Таблица растворимости

SiO

32-

HC

O3-

CO

32-

MnO

42-

CrO

42-

Cr 2

O72-

CH

3CO

O-

H2P

O4-

HP

O42-

PO

43-

NO

2-

NO

3-

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 H+ Н Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р NH4

+ ? Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Li+ Н Р Р Р Р Р Р Р ? Н Р Р Rb+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р K+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Ba2+ Н Р Н Р Н Н Р Р Н Н Р Р Sr2+ Н Р Н Р Н Н Р Р Н Н Р Р Ca2+ Н Р Н Р Р Р Р Р Н Н Р Р Na+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Mg2+ Н Р Н Р Р 0 Р Р М Н Р Р Be2+ Н ? М Р 0 0 Н Р Н Н Н Р Al3+ ? ? ? Р ? ? --- Р Н Н ? Р Mn2+ Н ? Н ? Н ? Р Р Н Н --- Р Zn2+ Н Н Н Р Н ? Р Р Р Н --- Р Cr2+ ? 0 М ? ? ? М ? ? Н ? ? Cr3+ ? 0 0 ? ? ? Н ? 0 Н ? Р Fe2+ Н Р Н ? ? 0 Р Р Н Н ? Р Fe3+ ? ? ? ? Н Р --- ? ? Н ? Р Cd2+ Н Р Н Р Н ? Р 0 ? Н ? Р Co2+ ? ? Н ? Н ? Р ? ? Н М Р Co3+ ? ? Н ? ? ? 0 ? ? ? ? Н Ni2+ ? 0 Н 0 Н ? Р ? ? Н Р Р

43

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 Sn2+ Н ? ? ? Н 0 --- --- Н Н ? --- Pb2+ Н Р Н ? Н --- Р --- Н Н Р Р Cu2+ ? ? Н ? Н Р Р ? Н Н --- Р Ag+ Н Р Н 0 Н Н Р Р 0 Н М Р Hg2+ 0 ? Н ? Н Н Р 0 0 Н --- ---

Таблица растворимости (продолжение)

ClO

3-

ClO

4-

SO

32-

HS

O4-

SO

42-

S2-

I- Br-

Cl-

F-

OH

-

H+ Р Р Р Р Р М Р Р Р Р Р NH4

+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Li+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р М Р Rb+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р K+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Ba2+ Р Р Н ? Н М Р Р Р М Р Sr2+ Р Р Н --- Н --- Р Р Р Н М Ca2+ Р Р Н ? М М Р Р Р Н М Na+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Mg2+ Р Р М ? Р --- Р Р Р Н Н Be2+ Р Р Р ? Р Р --- Р Р Р М Al3+ Р Р Р ? Р --- Р Р Р М Н Mn2+ Р Р Н 0 Р Н Р Р Р М Р Zn2+ Р Р Н 0 Р Н Р Р Р Р Н Cr2+ ? Р ? ? Р Н Р Н Р М Н Cr3+ Р Р Н ? Р --- Н Р Р Н Н Fe2+ ? Р Н ? Р Н Р Р Р М Н Fe3+ ? Р ? ? Р Н ? Р Р М Н Cd2+ Р Р Н ? Р Н Р Р Р Р Н Co2+ Р Р Н ? Р Н Р Р Р Р Н Co3+ ? 0 ? ? --- Н 0 0 Р --- Н Ni2+ Р Р Н ? Р Н Р Р Р Р Н Sn2+ ? ? Н ? Р Н М Р Р Р Н Pb2+ Р Р Н Р Н Н Н Н М Н Н Cu2+ Р Р Н ? Р Н Р Р Р Р Н Ag+ Р Р Н 0 М Н Н Н Н Р --- Hg2+ Р Р Н ? --- Н Н М Р --- --- В таблице: Р – растворяется (>1 г на 100 г воды), М – мало растворяется (0,1-1 г на 100 г воды), Н – не растворяется (< 0,1 г на 100 г воды), --- – разлагается в

44

воде, 0 – нет данных о растворимости, ? – нет данных о существовании вещества.

Стандартные электродные потенциалы (при 25 0C) Электрод Электродная реакция ε0, В 1 2 3 Li+/Li Li+ + e = Li -3,045 Rb+/Rb Rb+ + e = Rb -2,925 K+/K K+ + e = K -2,925 Cs+/Cs Cs+ + e = Cs -2,923 Ra+2/Ra Ra+2 + 2e = Ra -2,916 Ba+2/Ba Ba+2 + 2e = Ba -2,906 Ca+2/Ca Ca+2 + 2e = Ca -2,866 Na+/Na Na+ + e = Na -2,714 Mg+2/Mg Mg+2 + 2e = Mg -2,363 Be+2/Be Be+2 + 2e = Be -1,847 Al+3/Al Al+3 + 3e = Al -1,662 Mn+2/Mn Mn+2 + 2e = Mn -1,180 Zn+2/Zn Zn+2 + 2e = Zn -0,763 Cr+3/Cr Cr+3 + 3e = Cr -0,744 Fe+2/Fe Fe+2 + 2e = Fe -0,44 Co+2/Co Co+2 + 2e = Co -0,277 Ni+2/Ni Ni+2 + 2e = Ni -0,25 Sn+2/Sn Sn+2 + 2e = Sn -0,136 Pb+2/Pb Pb+2 + 2e = Pb -0,126 Fe+3/Fe Fe+3 + 3e = Fe -0,036 H+/H2 H+ + e = 1/2H2 0 Cu+2/Cu Cu+2 + 2e = Cu 0,337 O2/OH- 1/2O2 + H2O + 2e = 2OH- 0,401 Cu+/Cu Cu+ + e = Cu 0,521 I2/I

- 1/2I2 + e = I- 0,535 Ag+/Ag Ag+ + e = Ag 0,799 Hg+2/Hg Hg+2 + 2e = Hg 0,854 Pd+2/Pd Pd+2 + 2e = Pd 0,987 Br2/Br - 1/2Br2 + e = Br- 1,065 Pt+2/Pt Pt+2 + 2e = Pt 1,2 Cl2/Cl- 1/2Cl2 + e = Cl- 1,359 Au+3/Au Au+3 + 3e = Au 1,498 Au+/Au Au+ + e = Au 1,691 H2/H

- 1/2H2 + e = H- 2,2 F2/F

- 1/2F2 + e = F- 2,87

45

Определение основных продуктов ОВР Окислитель Восстановитель Электронное уравнение Условия

реакции Mn+7O4

- + 5e → Mn2+ pH < 7 Mn+7O4

- + 3e → Mn4+O2 pH ~ 7 MnO4

-

Mn+7O4- + 3e → Mn6+O4

2- pH > 7 H2O

-12 + 2e → 2OH- H2O2

H2O-1

2 - 2e → 1/2O2 + H2O2-

Cr+6O42- + 3e → Cr3+ pH ≤ 7 CrO4

2- (Cr2O7

2-)

Cr+6O42- + 3e → Cr3+O2

-1 pH > 7 Cl2 (F2, Br2, I2) Cl2

0 + 2e → 2Cl- Fe, Cr, Al, Au, Pt, Ir, Ta Не реагирует Тяжёлые металлы N+5O3

- + e → N+4O2 HNO3(КОНЦ.)

Щелочные и щёлочноземельные металлы

2N+5O3- + 8e → N2

+1O

Тяжёлые металлы N+5O3- + 3e → N+2O HNO3(РАЗБ.)

Щелочные и щёлочноземельные металлы, Zn, Fe

N+5O3- + 8e → N-3Н3

Au, Pt, Ir, Ta Не реагирует H2SO4(КОНЦ.) Другие металлы S+6O4

2- + 2e → S+4O2 O2 O2 + 4H+ + 4e → 2H2O O2 O2 + 2H2O + 4e → 4OH- O3 O3 + 2H+ + 2e → O2 + 2H2O O3 O3 + H2O + 2e → O2 + 4OH- HNO3 + 3HCl (царская водка)

N+5O3- + 4H+ + 3e → N+2O+

2H2O

Me+n(N+5O3)n → Me(N+3O2)n + O2

0 левее Mg в р.н.

Me+n(N+5O3)n → Me2On + N+4O2 + O2

0 от Mg до Cu в р.н.

Me(NO3)n Me – металлы в соответствии с их

положением в ряду напряжений (р.н.)

Me+n(N+5O3)n → Me + N+4O2 + O2

0 правее Cu в р.н.

46

Классификация химических элементов и неорганических соединений Химические элементы (известно ~ 110)

Неорганические соединения (известно ~ 500 000)

Несолеобразующие: CO, NO и др. Кислотные: SO3, N2O5 и др. Амфотерные: ZnO, Al2O3 и др.

Металлы (известно ~ 87): Fe, Cu, Zn, Na, Au и др.

Оксиды Солеобразу-ющие

Основные: CaO, Fe2O3 и др.

Безкислородные: HCl, H2S, HF и др. Кислоты Кислородсо-держащие

Кислотные: H2SO4, H2CO3 и др.

Амфотерные гидроксиды Амфотерные: Zn(OH)2, Al(OH)3 и др.

Неметаллы (известно ~ 17): O, N, S, Cl, p и др

Основания: NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3 и др.

Гидроксиды

Основные: NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3 и др.

Простые: NaCl, CaCO3 и др. Двойные: KAl(SO4)2 и др. Смешанные:PbClF, NiICl и др.

Средние

Комплексные: K3[Fe(CN)6] и др. Кислые: Ca(HCO3)2, KH2PO4 и др.

Соли

Основные: (CaOH)2CO3, FeOHCl2 и др.

Благородные газы (известно 6): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Другие соединения: SiH4, COCl2, NaH, Cu31Sn8, Au3Hg и др. Вещества, состоящие только из одного элемента, называются простыми.

Простые вещества могут существовать в разных аллотропных модификациях, отличающихся молекулярным составом или кристаллическим строением, например, кислород (О2 и О3) и углерод (алмаз и графит). Подобно простым сложные вещества (соединения), состоящие более чем из одного элемента, могут существовать в разных кристаллических формах (явление полиморфизма). Так известно 9 кристаллических форм воды, 3 – оксида кремния и т.д.

Названия некоторых кислот, оснований и их ионов Молекулярная формула

Название соединения Формула иона

Название иона

1 2 3 4 HNO2 Азотистая NO2

- Нитрит HNO3 Азотная NO3

- Нитрат HI Иодисто-водородная I- Иодид

47

1 2 3 4 HF Фтористо-водородная

(плавиковая) F- Фторид

HCl Хлористо-водородная (соляная)

Cl- Хлорид

HBr Бромисто-водородная Br- Бромид H2SiO3 Кремниевая SiО3

-2 Силикат HMnO4 Марганцовая MnO4

- Перманганат H2MnO4 Марганцовистая MnO4

-2 Манганат PO4

-3 Ортофосфат HPO4

-2 Гидрофосфат H3PO4 Ортофосфорная

H2PO4- Дигидрофосфат

HPO3 Метафосфорная PO3- Метафосфат

H4P2O7 Пирофосфорная P2O7-2 Пирофосфат

SO4-2 Сульфат H2SO4 Серная

HSO4-2 Гидросульфат

H2SO3 Сернистая SO3-2 Сульфит

S -2 Сульфид H2S Сероводородная HS - Гидросульфид CO3

-2 Карбонат H2CO3 Угольная HCO3

- Гидрокарбонат CH3COOH Уксусная CH3COO - Ацетат HClO Хлорноватистая ClO - Гипохлорит HClO2 Хлористая ClO2

- Хлорит HClO3 Хлорноватая ClO3

- Хлорат HClO4 Хлорная ClO4

-2 Перхлорат H2CrO4 Хромовая CrO4

-2 Хромат H2Cr2O7 Двухромовая Cr2O7

-2 Дихромат Mg2+ магний (II) Mg(OH)2 Гидроксид магния (II) MgOH+ гидроксомагний (II) Fe3+ железо (III) FeOH2+ гидроксожелезо (III)

Fe(OH)3 Гидроксид железа (III)

Fe(OH)2+ дигидроксожелезо (III)

48

Некоторые виды органических соединений Виды соединений Общая формула Примеры

Ациклические CnH2n+2 (ряд метана)

CH4 (метан) Предельные (алканы)

Циклические CnH2n, n≥2 (ряд циклопропана)

(СН2)3 (циклопропан)

Алкены CnH2n, n≥2 (ряд этилена)

С2Н4 (этен, этилен)

Алкадиены CnH2n-2, n≥3 (ряд пропадиена)

С4Н6 (бутадиен)

Непредельные

Алкины CnH2n-2, n≥2 (ряд ацетилена)

С2Н2 (этин, ацетилен)

Ароматические С6Н6 (бензол)

Углеводороды

Другие С40Н56 (каротин) Спирты R(OH)n

CnH2n+1OH (ряд метанола)

СH3OH (метанол, метиловый спирт)

Альдегиды R(COH)n

CnH2n+1OH (ряд метаналя)

HCOH (метаналь, муравьиный альдегид)

Карбоновые кислоты R(COOH)n CnH2n+1COOH (ряд муравьиной кислоты

HCOOH (муравьиная кислота)

Простые R1OR2 (для одноатомных спиртов)

СH3OСH3 (диметиловый эфир)

Эфиры

Сложные R1O(СО)R2

(для одноатомных спиртов и кислот)

СH3OСОСH3 (уксусно-метиловый эфир)

Углеводы Сn(H2O)m C6H12O6 (глюкоза)

Кислородсодержащ

ие

Другие СH3СН(OН)СOOH (молочная кислота)

Первичные RNH2 СH3NH2 (метиламин) Вторичные R1R2NH (СH3)2NH

(диметиламин)

Амины

Третичные R1R2R3N (СH3)3N (триметиламин)

Азотсодержа

Аминокислоты NH2СН(R)СOOH В приведённой классификации, не являющейся исчерпывающей, выделены

некоторые важные виды органических соединений. В формулах R – углеводородный радикал, n (m) = 1, 2, 3 … (для карбоновых кислот возможно

49

n = 0). В настоящее время известно около 10 000 000 органических соединений. Предельные углеводороды (алканы) и их радикалы

Углеводороды (ряд метана) Радикалы Формула Формула

n Название

СnH2n+2 (общая) Название

СnH2n+1- (общая) 1 Метан СН4 Метил СН3- 2 Этан С2Н6 Этил С2Н5- 3 Пропан С3Н8 Пропил С3Н7- 4 Бутан С4Н10 Бутил С4Н9- 5 Пентан С5Н12 Пентил С5Н11- 6 Гексан С6Н14 Гексил С6Н13- 7 Гептан С7Н16 Гептил С7Н15- 8 Октан С8Н18 Октил С8Н17- 9 Нонан С9Н20 Нонил С9Н19- 10 Декан С10Н22 Децил С10Н21- Приставки (числовые префиксы), указывающие число функциональных групп или атомов Число атомов или групп атомов

Приставка Число атомов или групп атомов

Приставка

1 моно 6 гекса 2 ди 7 гепта 3 три 8 окта 4 тетра 9 нона 5 пента 10 дека

Важнейшие физические и химические постоянные Наименование Обозначение и значение константы

1 2 Абсолютный нуль температур 0 К= -273,15 0С Универсальная газовая постоянная R=(8,31467±0,34) Дж/моль·К=0,08206

л·атм/моль·К= 62,36 л·мм рт.ст./К·моль =1,987 ккал/К· моль

Число Авогадро NA=(6,02322±0,00016)1023 моль-1

Число Фарадея F=NAe=(9649,55±0,11) Кл/моль Постоянная Планка h=(6,62517±0,00023)10-34 Дж·с Постоянная Больцмана k=R/NA=(1,38044±0,00007)10-23 Дж/К Гравитационная постоянная G=(6,670±0,007)10-11 н·м2/кг2

Постоянная Вина (2,8979 ± 0,00013)10-3 м·К Постоянная Дюлонга и Пти 6,388 кал = 26,71 Дж

50

1 2 Постоянная Стефана-Больцмана (5,6687 ± 0,0010)10-8 Вт·м-2·К-4

Скорость света в вакууме с=2,997925·108±5·102 м/с Скорость звука в воздухе (0 0С) 331,36 м/с Скорость звука в воде (10 0С) 1440 м/с Масса углеродной единицы (у.е.) D=(1,6603±0.0004)10-27 кг Отношение атомных масс по кислородной (АК.Ш.) и углеродной (АУ.Ш.) химическим шкалам

АК.Ш./АУ.Ш.=1,000043±0,000003

Отношение атомных масс по физической (АФ.Ш.) и химической (АХ.Ш.) шкалам

АФ.Ш./АХ.Ш. = 1,000275

Масса покоя электрона me=(9,1083±0,00003)10-31 кг Масса покоя протона mp=(1,67239±0,00004)10-27 кг Масса покоя нейтрона mn=(1,67470±0,00004)10-27 кг Объём моля идеального газа (н.у.) (22,4135 ± 0,0006) л/моль Нормальное ускорение силы тяжести 9,80665 м/с2 Плотность сухого воздуха (н.у.) 1,293 кг/м3 Заряд электрона e=(1,60206±0,00003)10-19 Кл Электрическая постоянная ε0=8,854304·10-12 ф/м Магнитная постоянная µ0=1,256637·10-6 гн/м Механический эквивалент теплоты 427 кгм/ккал = 4,182 Дж/кал Коэффициент перехода от массы к энергии

(5,61000±0,00011)1026 Мэв/г =(8,99±0,00016)1016 Дж/кг

π 3,1415926536 е 2,718281828459045

Программа курса химии

для инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений

(утверждена Главным учебно-методическим управлением высшего образования 17 мая 1988 г.)

Содержание дисциплины

Введение Химия как предмет естествознания. Предмет химии и её связь с другими науками. Значение химии в формировании мировоззрения, в изучении природы и развитии техники. Химизация народного хозяйства. Химия и охрана окружающей среды.

51

1. Строение вещества 1.1. Строение атома и систематика химических элементов

Квантово-механическая модель атома. Принцип Паули. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Строение многоэлектронных атомов. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Изменение свойств химических элементов и их соединений. Окислительно-восстановительные свойства элементов. Значение периодического закона Д.И. Менделеева.

1.2. Химическая связь Основные типы и характеристики химической связи. Ковалентная и ионная связь. Метод валентных связей, понятие о методе молекулярных орбиталей. Строение и свойства простейших молекул.

1.3. Типы взаимодействия молекул. Комплексные соединения Основные виды взаимодействия молекул. Силы межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акцепторное взаимодействие молекул. Комплексные соединения. Комплексы, комплексообразователи, лиганды, заряд и координационное число комплексов. Типы комплексных соединений. Понятие о теориях комплексных соединений.

1.4. Химия вещества в конденсированном состоянии Агрегатное состояние вещества. Химическое строение твёрдого тела. Аморфное и кристаллическое состояния вещества. Кристаллы. Кристаллические решётки. Химическая связь в твёрдых телах. Металлическая связь и металлы, химическая связь в полупроводниках и диэлектриках. Реальные кристаллы.

2. Общие закономерности химических процессов 2.1. Энергетика химических процессов. Химическое равновесие

Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимия. Законы Гесса. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия и её изменение при химических процессах. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца и её изменение при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Условия химического равновесия. Константа равновесия и её связь с термодинамическими функциями. Принцип Ле Шателье.

2.2. Равновесие в гетерогенных системах Химическое равновесие в гетерогенных системах. Фазовое равновесие и правило фаз. Физико-химический анализ двухкомпонентных систем. Распределение третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями. Экстракция. Сорбция. Поверхностно-активные вещества. Адсорбция. Адсорбционное равновесие. Гетерогенные дисперсные системы. Коллоидные системы и их получение. Строение коллоидных частиц. Агрегативная и кинетическая устойчивость систем. Коагуляция. Эмульсии. Суспензии.

52

2.3. Химическая кинетика Скорость химической реакции и её зависимость от концентрации и температуры. Константа скорости реакции. Гомогенный катализ. Цепные реакции. Физические методы ускорения химических реакций. Скорость гетерогенных химических реакций. Гетерогенный катализ.

3. Растворы. Электрохимические процессы 3.1. Растворы

Типы растворов. Способы выражения концентраций растворов. Законы идеальных растворов. Растворы неэлектролитов и электролитов. Водные растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Свойства растворов электролитов. Активность. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды. Ионные реакции в растворах. Гидролиз солей. Диссоциация комплексных соединений. Гидролиз. Теория кислот и оснований.

3.2. Электрохимические процессы Окислительно-восстановительные процессы: определение, термодинамика, составление уравнений реакций. Определение, классификация электрохимических процессов. Законы Фарадея. Термодинамика электродных процессов. Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. ЭДС и её измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Уравнение Нернста. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов. Кинетика электродных процессов. Электрохимическая и концентрационная поляризация. Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по току. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами. Практическое применение электролиза.

3.3. Коррозия и защита металлов и сплавов

Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Коррозия под действием блуждающих токов. Методы защиты от коррозии, легирование, электрохимическая защита, защитные покрытия. Изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы коррозии.

4. Специальные разделы химии 4.1. Химия металлов

Зависимость свойств металлов от их положения в периодической системе Д.И. Менделеева. Интерметаллические соединения и твёрдые растворы металлов. Физико-химические процессы при сварке и пайке металлов. Получение чистых металлов. Свойства p-металлов и их соединений. Свойства переходных металлов d-элементов IV-VII групп. Химия элементов семейства железа, их сплавы и химические соединения. Химия платиновых металлов. Химия переходных металлов подгрупп меди и цинка.

53

4.2. Химия неметаллических элементов Неметаллы и полуметаллы. Зависимость свойств неметаллов от их положения в периодической системе Д.И. Менделеева. Бор и его соединения. Элементы VI-VII групп и их соединения.

4.3. Неорганическая химия p-элементов IV группы Химия полупроводников

Углерод и его аллотропные формы. Монооксид и диоксид углерода. Карбонаты. Силикаты. Стёкла. Ситаллы. Фарфор, техническая и строительная керамика. Сверхпроводящие материалы. Элементные полупроводники. Полупроводниковые соединения. Физико-химические способы обработки полупроводников.

4.4. Вяжущие соединения Определение и классификация вяжущих веществ и их свойства. Воздушные и гидравлические вяжущие вещества. Известковые и гипсовые вяжущие вещества. Портландцемент. Процессы схватывания и твердения. Бетон. Коррозия бетонов и методы борьбы с ней.

4.5. Элементы органической химии Органические полимерные материалы

Строение, классификация и свойства органических соединений. Углеводороды и их производные. Кремнийорганические соединения состав и свойства органического топлива. Термодинамика топлива. Термохимия топлива. Твёрдое топливо и его переработка. Жидкое и газообразное топливо. Понятие о физико-химических процессах горения топлива. Химия смазочно-охлаждающих средств, применяемых при обработке металлов и сплавов. Физико-химические свойства и механизм воздействия рабочих сред гидравлических систем. Химия полимеров. Методы получения полимеров. Зависимость свойств полимеров от их состава и структуры. Химия полимерных конструкционных материалов. Химия композиционных материалов. Полимерные покрытия и клеи. Химия полимерных диэлектриков. Химия полимерных проводников.

4.6. Химия воды Строение и свойства воды. Диаграмма состояния воды. Диаграммы плавкости

системы вода-соль. Кристаллизация воды и водных растворов в различных условиях. Химические свойства воды. Взаимодействие воды с простыми веществами и химическими соединениями. Природные воды и их состав. Жёсткость воды. Коллоидные вещества природных вод и их удаление. Умягчение и обессоливание воды. Методы осаждения, ионного обмена, мембранные методы.

4.7. Электрохимические процессы в энергетике и машиностроении Химические источники тока. Электрохимические генераторы. Электрохимические преобразователи (хемотроны). Электрохимическая обработка металлов и сплавов. Получение и свойства гальванопокрытий.

54

4.8. Химия и охрана окружающей среды Технический прогресс и экологические проблемы. Роль химии в решении экологических проблем. Продукты горения топлива и защита воздушного бассейна от загрязнений. Методы малоотходных технологии. Водородная энергетика. Получение и использование водорода. Охрана водного бассейна. Характеристика сточных вод. Методы очистки сточных вод. Методы замкнутого водооборота.

4.9. Ядерная химия. Радиохимия Состав атомных ядер. Изотопы. Радиоактивность. Радиоактивные ряды. Химическое воздействие ионизирующих излучений на вещества. Использование радиоактивных изотопов. Искусственная радиоактивность. Ядерные реакции. Ядерная энергетика. Химия тория, урана, плутония и других радиоактивных элементов и материалов. Содержание

Рекомендации по использованию контрольных заданий ....................................... 3 и методических указаний по химии .......................................................................... 5 Список литературы ..................................................................................................... 6 1. Основные понятия и законы химии ...................................................................... 7 2. Строение вещества ................................................................................................ 12 3. Общие закономерности химических процессов ................................................ 16 4. Дисперсные системы............................................................................................. 23 5. Окислительно-восстановительные реакции ....................................................... 28 6. Специальные разделы химии ............................................................................... 33 Периодическая система элементов Д.И. Менделеева ........................................... 40 Таблица растворимости ............................................................................................ 42 Стандартные электродные потенциалы (при 25 0C) .............................................. 44 Определение основных продуктов ОВР ................................................................. 45 Классификация химических элементов и неорганических соединений ............. 46 Названия некоторых кислот, оснований и их ионов ............................................. 46 Некоторые виды органических соединений ........................................................... 48 Предельные углеводороды (алканы) и их радикалы ............................................. 49 Приставки (числовые префиксы), указывающие число функциональных групп или атомов .................................................................................................................. 49 Важнейшие физические и химические постоянные .............................................. 49 Программа курса химии ........................................................................................... 50

55

Контрольные задания и методические рекомендации по их выполнению

ГУРЕЦКИЙ

Никита Игоревич

ХИМИЯ

Изд. лиц. ЛР № 040374 от 03.04.1997 План изд. 2001 г., п. 117 Подписано к печати 27.04.2001 Формат 60 х 84 1/16 Бумага офсетная. Печать офсетная. Уч.-изд. л. 2,25 Тираж 300 экз. Заказ № . Цена 25 р. Московский государственный агроинженерный университет им. В.П. Горячкина Отпечатано в лаборатории оперативной полиграфии московского государственного агроинженерного университета им. В.П. Горячкина 127550, Москва, Тимирязевская, 58