MU_dlya_zaochnikov_UChEBNO_-_METODIChESKIJ_KOMPLEKS

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

КУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ХИМИИ










УЧЕБНО - МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ПО ХИМИИ
методические указания, программа,
решение типовых задач
и контрольные задания


для студентов-заочников инженерно-технических
(нехимических) специальностей











КУРСК 2006
Составитель: И. В. Савенкова
УДК 546


Рецензент
Доктор химических наук, профессор кафедры химии Ф. Ф. Ниязи


Учебно – методический комплекс по химии [Текст]: методические указания, программа, решение типовых задач и контрольные задания / сост.: И. В. Савенкова; Курск. гос. техн. ун-т. Курск, 2006. 77 с., прилож. 5. Библиогр.: 6

Учебно – методический комплекс по химии содержит методические указания, программу, решение типовых задач и контрольные задания. Указывается порядок выполнения контрольного задания и правила его оформления.
Учебно – методический комплекс соответствует требованиям Рабочей программы, составленной на основании Примерной программы дисциплины «Химия» (2000г.), Государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования (2000г.) и Рабочих учебных планов инженерно-технических (нехимических) специальностей.
Предназначен для студентов – заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей.




Текст печатается в авторской редакции
ИД № 06430 от 10. 12. 01.
Подписано в печать . Формат 60х84 1 / 16. Печать офсетная.
Усл. печ. Уч.-изд. Тираж 200 экз. Заказ. Бесплатно.
Курский государственный технический университет.
Издательско – полиграфический центр Курского государственного технического университета. 305040 Курск, ул. 50 лет Октября 94.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
Основным видом учебных занятий студентов-заочников является самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии он состоит из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям, выполнение контрольной работы, выполнение лабораторного практикума, индивидуальные консультации, посещение лекций, сдача зачета по лабораторному практикуму, сдача экзамена по всему курсу.
Работа с книгой. Изучать курс химии рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике.
Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые незнакомые термины и названия, формулы и уравнения химических реакций и т.п.
Изучая курс, обращайтесь к предметному указателю в конце книги. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен каждому студенту при повторении материала в период подготовки к экзамену.
Изучение курса химии должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач (см. список рекомендуемой литературы). Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.
Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса химии, на которых глубоко рассматриваются основные понятия и закономерности, составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса.
Контрольные задания. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить контрольную работу. К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых задач, приведенных в данном пособии, по соответствующей теме.
Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованны, при решении задач необходимо приводить весь ход решения и математические преобразования.
Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена. Номера и условия заданий переписывать в том порядке, в каком они указаны в варианте (таблица вариантов контрольной работы приведена в конце пособия). Контрольная работа должна быть датирована, подписана студентом и представлена в деканат на рецензирование.
Если контрольная работа не зачтена, её нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и сдать на рецензирование вместе с не зачтённой работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте.
Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.
Консультации. В случае затруднений при изучении курса химии студентам следует обращаться за консультацией к преподавателю, который рецензирует контрольную работу. Консультации можно получить по вопросам самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам.
Лабораторные занятия. Для изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изучению предмета, логическое химическое мышление.
Студенты выполняют лабораторный практикум в период установочной или лабораторно-экзаменационной сессии.
Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты лабораторной работы и выводы из них, уметь составлять уравнения химических реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом лабораторного практикума.
Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, и зачтенную контрольную работу.

ПРОГРАММА
Рабочая программа составлена на основании Примерной программы дисциплины "Химия" (2000г.), Государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования (2000г.) и Рабочих учебных планов инженерно-технических (нехимических) специальностей.
Программа состоит из введения, общей части курса химии, необходимой для подготовки инженеров любой специальности, и специальных вопросов по химии. Специальные вопросы по химии составлены для основных направлений (машиностроительное, строительное, приборостроительное) профилирования подготовки будущих инженеров.

ВВЕДЕНИЕ. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ
Химия как раздел естествознания, ее связь с другими науками. Роль химических знаний в инженерной практике, создании новых конструкционных и вспомогательных материалов, в решении экологических проблем. Основные понятия, постулаты, стехиометрические законы химии. Использование их в расчетах.

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Строение атома. Квантово-механическая модель атома. Двойственная природа электрона. Уравнения Де Бройля, Шредингера. Квантовые числа, их физический смысл и пределы изменения. Атомные орбитали. Принцип Паули, правило Гунда. Последовательность заполнения атомных орбиталей. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева с позиций квантово-механической теории строения атома. Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений. Химическая связь. Метод валентных связей. Основные характеристики химической связи. Валентность по методу валентных связей. Типы химической связи и механизмы образования. Понятие о гибридизации электронных орбиталей. Строение простейших молекул. Метод молекулярных орбиталей и его основные положения. Типы взаимодействия молекул. Комплиментарность. Конденсированное состояние вещества (жидкое, мезаморфное, аморфное, кристаллическое), его особенности. Кристаллическое состояние вещества. Типы кристаллических решеток. Реальные кристаллы. Комплексные соединения, их состав, строение и свойства.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Химическая термодинамика. Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия . Закон Гесса. Энергия связи. Второе начало термодинамики. Энтропия. ее изменение в различных процессах. Энергия Гиббса, ее изменение как мера реакционной способности, направления протекания химических реакций. Термодинамический критерий химического равновесия

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость. Зависимость от природы компонентов, их фазового состояния, концентрации, температуры. Константа скорости реакции. Катализатор, ингибитор. Механизм каталитических реакций. Необратимые и обратимые процессы. Химическое равновесие в гомогенных системах. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Управление скоростью химического процесса и химическим равновесием. Колебательные реакции. Фазовые равновесия. Правило фаз.

ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ
Дисперсные системы, классификация и свойства. Поверхностные явления: адсорбция, адгезия, когезия. Поверхностно-активные вещества. Дисперсные системы, их классификация и краткая характеристика. Применение дисперсных систем в строительных технологиях. Растворы, общая характеристика. Способы выражения состава растворов. Водные растворы неэлектролитов и электролитов, их коллигативные свойства. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации, ее зависимость от различных факторов.
Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Освальда. Электролитическая диссоциация, ее виды, водородный показатель и способы его оценки. Ионные реакции обмена и равновесия в растворах электролитов. Гидролиз солей, количественные характеристики гидролиза. Факторы гидролиза. Кислотно-основные свойства веществ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ
Окислительно-восстановительные реакции, их сущность, типы и направление. Важнейшие окислители и восстановители. Понятие об электродных потенциалах металлов и их измерение. Ряд напряжений металлов и следствия из него. Уравнение Нернста. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Гальванические элементы, их устройство и работа. ЭДС и ее изменение. Электролиз. Сущность электродных процессов при электролизе и их последовательность. Электролиз с растворимыми и нерастворимыми электродами. Законы Фарадея. Выход по току. Практическое применение электролиза.
Коррозия металлов ее виды и факторы, защита от коррозии.

СПЕЦИАЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ
СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ, КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В МАШИНОСТРОЕНИИ
Обзор свойств металлов и их соединений. Свойства: s - и р-металлов. Методы получения и очистки металлов. Контроль качества металлов методами химического и физико-химического анализов. Комплексные соединения металлов: состав, строение, природа химической связи, устойчивость комплексов, реакционная способность. Применение реакций комплексообразования металлов для их разделения, извлечения, очистки и идентификации. Сплавы металлов. Понятие о компонентном, фазовом составе и структурных составляющих. Фазовые равновесия в простейших двухкомпонентных металлических системах. Основные типы диаграмм фазовых равновесий -/ДФР/, их связь с кривыми "состав-свойство" "температура-свойство". Термический анализ сплавов.
Химия неметаллических р-элементов. Применение карбидов, боридов, силидов, нитридов в технике.
Полимеры как конструкционные материалы в технике. Методы получения олигомеров и полимеров – полимеризация и поликонденсация.

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ, КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И РАБОЧИХ ТЕЛ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В СТРОИТЕЛЬНОЙ ТЕХНОЛОГИИ
Обзор свойств металлов и их соединений. Металлические материалы, используемые в строительных технологиях.
Элементы группы углерода. Кремний. Полупроводниковые свойства кремния. Химические соединения кремния и их свойства. Стекло и стекломатериалы. Ситаллы. Фторосиликаты и их применение.
Вода. Её внутренняя структура. Изменения структуры воды при фазовых превращениях. Физико-химические, тепло-физические и химические свойства воды. Использование воды в качестве теплоносителя в системах ТГВ.
Природные воды и их состав. Жёсткость воды, виды жёсткости. Способы умягчения воды. Особенности химического состава сточных вод.
Топливо. Виды топлива, термохимия топлива. Продукты горения и защита воздушного бассейна от загрязнений. Сведения о физико-химических свойствах газовоздушных смесей в системах вентиляции
Неорганические вяжущие материалы, их классификация и свойства. Бетоны, строительные растворы. Коррозия бетона и методы борьбы с ней.
Полимеры как конструкционные материалы в строительстве. Методы получения олигомеров и полимеров – полимеризация и поликонденсация.
Органические вяжущие материалы и изделия на их основе. Экологический контроль использования полимерных материалов.

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ, КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И РАБОЧИХ ТЕЛ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В ПРИБОРОСТРОИТЕЛЬНОЙ ТЕХНОЛОГИИ
Металлы и сплавы: физико-химический анализ. Алюминий: свойства, соединения, применение в технике. Переходные металлы: их свойства, соединения, применение.
Химия полупроводниковых материалов. Химия материалов волоконной оптики. Методы получения материалов высокой чистоты.
Химические источники тока. Электрохимические генераторы. Электрохимические преобразователи (хемотроны).
Методы получения полимерных материалов. Зависимость свойств полимеров от состава и структуры. Полимерные конструкционные материалы. Полимерные диэлектрики. Органические полупроводники.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1.Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1998.
2. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1997.
3.Фролов В.В. Химия. М.: Высшая школа, 1979.
4. Курс химии, ч.2 (специальная для строительных вузов). Под ред. В. А. Киреева. – М., Высш. школа, 1974.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 1990
5. Романцева Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высш. школа, 1991.
6. Задачи и упражнения по общей химии. Под ред. Н. В. Коровина. – М.: Высш. школа, 2006.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Каждый студент выполняет вариант контрольной работы, обозначенной двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 502011. Две последние цифры – 11, следовательно, вариант контрольной работы – 11.
Таблица вариантов контрольной работы приведена в конце пособия.

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
Движение электрона в атоме носит вероятностный характер.
Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (90-95%) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО).
Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму. Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами, значения которых связаны с физическими свойствами электрона:
n – главное квантовое число. Характеризует энергию данного уровня и его удаленность от ядра. Может принимать значения целых чисел от 1 до
· (реально от 1 до 7). Чем больше n, тем выше энергия.
l – орбитальное квантовое число. Характеризует форму электронного облака и орбитальный момент количества движения электрона. Принимает значения целых чисел от 0 до (n – 1). Энергетический уровень делится на подуровни, каждый из которых характеризуется определенным значением l. Для s – подуровня l = 0; для р - подуровня l = 1; для d – подуровня l = 2; для f – подуровня l=3.
m – магнитное квантовое число. Определяет ориентацию электронного облака в пространстве под действием магнитного поля. Принимает значения целых чисел: –l, ... 0,... +l.
s – спиновое квантовое число (спин). Отражает движение электрона вокруг своей оси. Принимает значения: или -1/2, или +1/2.
Указанными четырьмя квантовыми числами можно охарактеризовать всю совокупность сложных движений электрона в атоме.
Запись распределения электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням получила название электронной конфигурации (электронной формулы) элемента.
Электронная конфигурация элемента обозначается группой символов nlх,
где n- главное квантовое число, l-орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение подуровня: s, p, d, f) , х-число электронов на данном подуровне.
При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.
Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.
Правило Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n + l), а при равной сумме (n + l) в порядке возрастания числа n.
В соответствии с этим правилом последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d)14f5d6p7s(6d1-2) 5f6d
Принцип Паули. В атоме не может быть электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные ) спины.
Правило Гунда. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

ПРИМЕР 1: Приведите электронную конфигурацию атома серы в нормальном состоянии. Опишите формирующий электрон набором квантовых чисел.
РЕШЕНИЕ: Сера находится в периодической системе элементов под №16. Порядковый номер соответствует числу электронов в атоме. Составим электронную конфигурацию атома серы: 1s22s22p63s23p4. Распределим валентные электроны (электроны, которые находятся на внешнем энергетическом уровне) по энергетическим ячейкам:
3p4




3s2



Формирующий электрон (последний электрон) находится на 3p-подуровне во 2-ой энергетической ячейке, поэтому набор квантовых чисел для него будет следующий: n=3, l=1, m=0, s=+1/2.

В 1869г. Д. И. Менделеевым был открыт периодический закон, современная формулировка которого следующая: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.
Наглядным выражением закона служит периодическая система элементов (ПСЭ). ПСЭ состоит из периодов, групп и подгрупп.
Период – горизонтальный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1(у щелочных металлов) до ns2np6 (у инертных газов).
Группа – вертикальный ряд элементов, у которых на внешнем энергетическом уровне находится одинаковое число электронов. Такие элементы называются электронными аналогами. Номер группы соответствует высшей степени окисления элемента. Низшая степень окисления неметаллов определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2np6). Низшая степень окисления металлов равна нулю.
Группы делятся на главные и побочные подгруппы. К главным подгруппам относятся только s- и р-элементы. К побочным подгруппам принадлежат d- и f-элементы.

Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов. В периодах слева направо возрастает энергия ионизации, следовательно, увеличивается окислительная способность элементов. В группах сверху вниз увеличивается радиус атома, а следовательно, возрастает восстановительная способность элементов.

ПРИМЕР 2: У какого из элементов четвертого периода-марганца или брома - сильнее выражены восстановительные свойства? Дайте мотивированный ответ, рассмотрев строение атомов соответствующих элементов.
РЕШЕНИЕ:
25Mn – 1s22s22p63s23p63d54s2
35Br – 1s22s22p63s23p63d104s24p5
У атома марганца на внешнем энергетическом уровне находятся два электрона, которые легче отдать, чем принимать электроны на свободный р-подуровень. Поэтому марганец проявляет только восстановительные свойства и не может образовывать элементарные отрицательные ионы.
У атома брома на внешнем энергетическом уровне находятся семь электронов, ему легче принять (до завершения р-подуровня) один электрон. Поэтому бром в большей степени будет проявлять свойства окислителя (по сравнению с марганцем).

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Приведите электронную конфигурацию атома азота. Чем определяется минимальная валентность элемента? Чему равна максимальная валентность атома азота и как она определяется?
2. Напишите электронную конфигурацию для атома железа и иона Fe2+. Опишите формирующий электрон этого иона набором квантовых чисел.
3. Объясните, почему фтор в своих соединениях проявляет постоянную валентность, а хлор – переменную. Дайте обоснованный ответ, рассмотрев электронную конфигурацию данных элементов. Приведите примеры соответствующих кислородных соединений данных элементов.
4. Напишите электронную конфигурацию атома кремния. Назовите валентные электроны его атома, изобразите их графически в нормальном и возбуждённом состоянии, назовите возможные степени окисления.
5. Напишите электронную формулу атома алюминия. Назовите валентные электроны его атома, изобразите их графически. Охарактеризуйте формирующий электрон набором квантовых чисел. Приведите примеры электронных аналогов для алюминия
6. Запишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами №35 и №58. Назовите валентные электроны в их атомах, распределите их по магнитным ячейкам (в возбуждённом и невозбуждённом состояниях). Укажите и объясните возможные валентности для них.
7. Напишите электронную конфигурацию для атома хрома и иона Cr3+. Опишите формирующий электрон этого иона набором квантовых чисел.
8. Объясните, почему кислород в своих соединениях проявляет постоянную валентность, а сера – переменную. Дайте обоснованный ответ, рассмотрев электронную конфигурацию данных элементов.
9.Запишите электронную конфигурацию атомов элементов №24 и №34. Почему они расположены в одном периоде (в каком?) и в одной группе (в какой?).
10. Определить место элемента в ПСЭ, его свойства, формулу и характер оксида в высшей степени окисления, если порядковый номер элемента в ПСЭ равен 35.
11. Какую низшую степень окисления проявляют водород и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
12. У какого из элементов четвертого периода-марганца или брома - сильнее выражены восстановительные свойства? Дайте мотивированный ответ, рассмотрев строение атомов соответствующих элементов.
13. Определить место элемента в ПСЭ, его свойства, формулу и характер оксида в высшей степени окисления, если порядковый номер элемента в ПСЭ равен 15.
14. Составьте графические схемы заполнения электронами внешних орбиталей атома хлора в нормальном и возбужденном состоянии. Укажите все возможные значения валентности хлора.
15. У какого из р-элементов пятой группы ПСЭ – фосфора или сурьмы-сильнее выражены неметаллические свойства? Ответ мотивируйте, рассмотрев строение атомов этих элементов.
16. Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор – неметаллические? Ответ мотивируйте, рассмотрев строение атомов этих элементов. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хлора и марганца в низшей и высшей степени окисления этих элементов.
17. . Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
18.. Какую низшую степень окисления проявляют фтор и сера? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
19. Хром образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).
20. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3,+4 , +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV)..





ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
(ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ)
Все химические процессы сопровождаются энергетическими эффектами, т.е. выделением или поглощением энергии в том или ином виде.
Изучением энергетических эффектов химических реакций занимается термохимия. Термохимия – это раздел термодинамики, изучающий энергетические эффекты различных химических процессов, направление и пределы их самопроизвольного протекания.
Термодинамические свойства системы можно выразить с помощью нескольких функций состояния системы. Важная особенность функций состояния – их независимость от способа достижения данного состояния системы. Функции состояния:U – внутренняя энергия, H - энтальпия, S - энтропия и G – изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса.
В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии, выражаемый равенством:
Q=(U+А (1)
где Q - теплота (неупорядоченная форма передачи энергии);
(U - внутренняя энергия;
А - работа (упорядоченная форма передачи энергии).
Выражение (1) является математическим выражением первого закона термодинамики. Из выражения (1) следует, что теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ((U) и на совершение работы (А).
Под работой подразумевается сумма всех видов работы против сил, действующих на систему со стороны внешней среды. Это работа против сил внешнего электрического поля, против сил гравитационного поля, работа расширения и т.д.
Для химических взаимодействий наиболее характерна работа расширения:
А =Р (V (2)
Тогда выражение (1) записывается так:
Qp=(U+p(V (3)
т.к. (U=U2-U1 и (V=V2-V1, то
Qp=(U2-U1)+р(V2-V1)=(U2+рV2)-(U1+рV1) (4)
Сумму (U+рV)- называют энтальпией системы
Н=U+pV (5)
Подставив (5) в выражение (4), получим:
Qp=H2-H1=(H (6)
Энтальпия (Н) – функция состояния (т.к. из выражения (6) видно, что значение Н зависит от конечного и начального состояния системы), которая характеризует теплосодержание системы.
Так же как и для внутренней энергии, абсолютное значение энтальпии системы экспериментально определить невозможно, но можно найти изменение энтальпии при переходе системы из одного состояния в другое.
При экзотермических процессах энтальпия уменьшается ((Н<0), а при эндотермических – увеличивается (H>0).
В основе термохимических расчетов лежит Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.
В основе большинства расчетов лежит следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом сумм энтальпий образования исходных веществ.
13 EMBED Equation.3 1415 (7).
Уравнение (7) позволяет определить как тепловой эффект реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.
Энтропию системы S можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.
Энтропия, как и энтальпия, и внутренняя энергия – функция состояния системы, поэтому изменение энтропии (S в ходе превращения системы определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути протекания процесса.
Процессы, при которых
·S>0:
1). Расширение газов;
2). Фазовые превращения, при которых вещество переходит от твердого к жидкому и газообразному состояниям;
3). Растворение кристаллических веществ и т.д.
Процессы, при которых
·S<0:
1). Сжатие газов:
2). Конденсация и кристаллизация веществ и т.д.
Поскольку энтропия S есть функция состояния, то изменение энтропии (S (химической реакции), равно разности между значениями абсолютной энтропии продуктов и реагентов при температуре и давлении, при которых протекает реакция. Для химической реакции в стандартных условиях:
13 EMBED Equation.3 1415

Многие процессы протекают без подвода энергии извне. Такие процессы называются самопроизвольными. Примерами самопроизвольных химических процессов могут служить образование ржавчины на металлах, растворение солей в воде и т.д. Чтобы управлять такими процессами, необходимо знать, каковы движущие силы и критерии самопроизвольных химических реакций. В любом химическом процессе проявляются две тенденции:
1) Стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается понижением энергии системы. Эта тенденция при изобарно-изотермических условиях характеризуется энтальпийным фактором процесса и количественно выражается через (Н.
2) Стремление к разъединению частиц, к беспорядку, которое характеризуется возрастанием энтропии. Данная тенденция характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается произведением Т((S.
Эти факторы, которые характеризуют две противоположные тенденции процесса не могут по отдельности быть критериями самопроизвольного протекания процесса.
Критерием принципиальной осуществимости процессов, протекающих в закрытой системе при T=const и P=const, является изменение в ходе процесса термодинамической функции состояния, называемой изобарно-изотермическим потенциалом (G)
(G=H-T(S
Или просто изобарным потенциалом (синонимы: энергия Гиббса, свободная энергия).
Условия принципиальной возможности протекания процесса при постоянных температуре Т и давлении Р: (G<0. Процесс принципиально не возможен в данных условиях, если (G>0. В системе наступает химическое равновесие, если (G=0
(G – функция состояния, т.е. ее значение не зависит от пути протекания процесса, а лишь от исходного и конечного состояния системы. Поэтому

(Gх.р. = ((Gобрпродуктов - ((Gобрисх.веществ

ПРИМЕР 1. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению РСl5(Г) = РСl3(Г) + Сl2(Г).
РЕШЕНИЕ: Когда начнется диссоциация пентахлорида фосфора, в системе установится равновесие РСl5(Г) ( РСl3(Г) + Сl2(Г). и нам нужно найти температуру, при которой (G(Х.Р.) = 0. Для этого воспользуемся соотношением (G(Х.Р.) = (Н(Х.Р.) Т(S(Х.Р.),. При (G(Х.Р.) = 0
(Н(Х.Р.)
(Н(Х.Р.) = Т(S(Х.Р.) Т =
(S(Х.Р.)
Величины (НХ.Р. и (SХ.Р. найдем из уравнений функций состояния:
(НХ.Р. = ((Н0ПРОД. ((Н0ИСХ. И (SХ.Р. = (S0ПРОД. (S0ИСХ.
(НХ.Р. = (Н0(РСl3(Г)) + (Н0(Сl2(Г)) (Н0(РСl5(Г)) Из приложения:
(НХ.Р. = 306,35 + 0 (398,94) = 92,59 кДж
(SХ.Р. = S0(РСl3(Г)) + S0(Сl2(Г)) S0(РСl5(Г)) Из приложения:
(SХ.Р = 311,66 + 222,95 352,71 = 181,90 Дж/К = 0,18190 кДж/К
(НХ.Р. 92,59
Т = = = 509 К
(SХ.Р. 0,18190
Следовательно, при температуре ~ 509 К установится равновесие. Выше этой температуры будет доминировать процесс диссоциации пентахлорида фосфора, ниже процесс его образования.
ПРИМЕР 2: На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий веществ (см. приложение 1) вычислите (G0298 реакции, протекающей по уравнению СО(г) + Н2О(ж) = СО2(г) + Н2(г).
РЕШЕНИЕ: (G=H-T(S. (Н и (S – функции состояния, поэтому
1) (НХ.Р. = ((Н0ПРОД. ((Н0ИСХ. , (НХ.Р = (Н0(СО2(г)) + (Н0(Н2(г)) - (Н0(СО(г)) - (Н0(Н2О(ж))
Из приложения: (НХ.Р = (-393,51 + 0) – (-110,52 – 285,84) = +2,85 кДж.
2) (SХ.Р. = (S0ПРОД. (S0ИСХ., (S Х.Р = ( S 0(СО2(г)) + ( S 0(Н2(г)) - ( S 0(СО(г)) - ( S 0(Н2О(ж))
Из приложения: (S Х.Р = (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94 = +76,39 Дж\K = 0,07639кДж/К.
3) (G=H-T(S, где Т = 298К; (G = +2,85 – 298
·0,07639 = -19,91кДж.
Ответ: (G = -19,91кДж.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
21. Проанализируйте энтальпийный и энтропийный факторы в реакции
FеО + Сu СuО + Fе. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Можно ли подобрать температуру, выше или ниже которой реакция термодинамически была бы разрешена?
22. При каких температурах начинается восстановление железа
Fе3О4(К) + 4С(ГРАФИТ) 3Fе(К) + 4СО(г)
23. При какой температуре меняется направление процесса в системе: 4НСl(Г) + О2(Г) 2Н2О(Г) + 2Сl2(Г)? Хлор или кислород является более сильным окислителем при стандартных условиях?
24. Пользуясь стандартными величинами (G0 химических веществ (приложение), вычислите (G реакций: РbО2(К) + Рb(К) 2РbО(К) и SnО2(К) + Sn(К) 2SnО(К). Какие степени окисления более характерны для свинца и олова?
25. При каких температурах возможен процесс восстановления Fе3О4 по уравнению:
Fе3О4(К) + СО(Г) 3FеО(К) + СО2(Г)? Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
26. Проанализируйте энтальпийный и энтропийный факторы в реакции получения муравьиного альдегида Н2СО(Г) по реакции: СО(Г) + Н2(Г) Н2СО(Г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? При каких температурах реакция термодинамически разрешена?
27. Рассчитав
·G реакций, найдите, какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО2 при стандартных условиях? Какая реакция идет наиболее энергично?
28. При каких температурах возможен процесс восстановления:
Fе2О3(К) + 3Н2(Г) 2Fе(К) + 3Н2О(Г)?
29. При каких температурах станет возможным протекание реакции: WО3(К) + 3С(ГРАФИТ) W(К) + 3СО(Г)?
30. Азотное удобрение нитрат аммония при неосторожном обращении (или умышленно) может самопроизвольно взрываться по реакции NН4NО3(К) N2О(Г) + 2Н2О(Г). Может ли самопроизвольно разлагаться хлорид аммония по реакции NН4Сl(К) NН3(Г) + НСl(Г)? Ответ докажите, сопоставив для обеих реакций величины
·G.
31. При каких температурах хлор может разлагать воду по уравнению: 2Сl2(Г) + 2Н2О(Г) О2(Г).+ 4НСl(Г)? Почему повышение температуры способствует этому процессу?
32. При каких температурах начинается восстановление железа Fе3О4(К) + 4С(ГРАФИТ) 3Fе(К) + 4СО(г) ?
33. Пользуясь стандартными величинами (G0 химических веществ (приложение), вычислите (G реакций: Fе2О3(К) + Fе(К) 3FеО(К) и РbО2(К) + Рb(К) 2РbО(К). Какие степени окисления более характерны для железа и свинца?
34. При каких температурах начинается восстановление железа
Fе3О4(К) + 4С(ГРАФИТ) 3Fе(К) + 4СО(г) ?
35. Можно ли получить при стандартных условиях кислород по реакциям: 2Сl2(Г) + 2Н2О(Г) О2(Г).+ 4НСl(Г) и 2F2(Г) + 2Н2О(Г) О2(Г).+ 4НF(Г)? На основании полученных данных расположите F2, Сl2 и О2 в ряд по окисляющей способности при н.у.
36. При каких температурах процесс диссоциации хлористого аммония по уравнению: (Н4Сl(К) (Н3(Г) + НСl(Г) станет преобладающим? Идет ли он при стандартных условиях?
37. Вычислите, при какой температуре начнется образование пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению:
PCl3(г) + Cl2(г) PCl5(г)
38. Проанализируйте энтальпийный и энтропийный факторы в реакции Fе2О3(К) + 3С(ГРАФИТ) 2Fе(К) + 3СО(г) При каких температурах реакция термодинамически разрешена?
39. При каких температурах возможно самопроизвольное протекание реакции 2СО(Г) + 2Н2(Г) СН4(Г) + СО2(Г)?
40. При каких температурах возможно самопроизвольное протекание процесса 2(О(Г) + О2(Г) 2(О2(Г)

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции (скорость прямой реакции) равна скорости их превращения в исходные реагенты (скорость обратной реакции).
Скорость химической реакции – изменение количества вещества за единицу времени в единице реакционного пространства.
Таким образом, химическое равновесиеэто равновесие динамическое, при котором происходит непрерывное образование и разложение веществ. Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными и обозначают квадратными скобками [ ].
В общем случае для гомогенной реакции вида
аА(г) + вВ(г) дД (г)+ еЕ(г)
константа равновесия выражается равенством
Кс = [Д]д [Е]е / [А]а [В]в. ( 1 )
В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются постоянными. Площадь поверхности также не влияет на значение константы равновесия в гетерогенном процессе, потому что и прямая, и обратная реакции протекают на одной площади поверхности.
В общем случае для гетерогенного процесса
аА(г) + вВ(тв) = еЕ(г) + дД(г)
константа равновесия выражается равенством
Кс = [Е]е [Д]д / [А]а (2)
Связь между исходными и равновесными концентрациями реагентов и продуктов реакции показана в таблице:
Исходная
концентрация
реагентов

СА

СВ

СД

СЕ
Исходная
концентрация
продуктов

(-)
Израсходованная концентрация


·СА


·СВ


·СД


·СЕ
( +)
Образовавшаяся
концентрация

Равновесная
концентрация
реагентов

[А]

[В]

[Д]

[Е]
Равновесная
концентрация
продуктов

Примечание: для реагентов: [А] = СА –
·СА; для продуктов: [Д] = СД +
·СД.

·СА :
·СВ :
·СД :
·СЕ = а : в : д : е (где а, в, д, е – количество молей веществ А, В, Д, Е, участвующих в реакции).
Если в условии задачи не указаны исходные концентрации продуктов реакции, то они принимаются равными нулю.
РАСЧЕТ КОНСТАНТ РАВНОВЕСИЙ
Сисх СА СВ 0 0
аА + вВ = dD + eE

·
·А
·В
·D
·E
[ ] [A] [B] [D] [E]
КС = [D]d[E]e/[A]a[B]b

ТИП 1: СА=1моль/л; СВ=1моль/л; [D]=0,1моль/л; КС=?
Сисх 1 ? 0 0
А + 2В = D + 3E

· -0,1 -0,2 +0,1 +0,3
[ ] 0,9 0,8 0,1 0,3
KC = 0,1 (0,3)3/0,9 (0,8)2=0,005


ТИП 2: CА =1моль/л; [D]=0,1моль/л; КС=1; СВ=?
Сисх 1 ? 0 0
А + 2В = D + 3E

· -0,1 -0,2 +0,1 +0,3
[ ] 0,9 Х 0,1 0,3
КС = 0,1 (0,3)3/0,9 Х2 =1
СВ = Х + 0,2

ТИП 3: СА=1моль/л; СВ = 1моль/л; КС =1; [ ] = ?
Сисх 1 1 0 0
А + В = D + E

· -Х - 2Х +Х +3Х
[ ] 1-Х 1-2Х Х 3Х
КС = Х (3Х)3/(1-Х0(1-2Х)2=1

ПРИМЕР 1: В системе А (г) + 2В(г) = Д(г) равновесные концентрации равны: [А] = 0,06 моль/л, [В] = 0,12 моль/л, [Д] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
РЕШЕНИЕ: Константа равновесия данной реакции выражается уравнением: Кс = [Д] / [А] [В]2.
Подставляя в него данные задачи, получаем:
Кс = 0,216 / 0,06 (0,12)2 = 2,5.
Для нахождения исходной концентрации вещества А учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1 моля А образуется 1 моль Д. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества Д, то при этом было израсходовано 0,216 моля А Таким образом, исходная концентрация вещества А равна:
СА = [А] +
· СА = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л;
Для нахождения исходной концентрации вещества В, учтем, что согласно уравнению реакции, из 2 молей В образуется 1 моль Д. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества Д, то при этом было израсходовано 0,216·2 = 0,432 моля В. Таким образом, исходная концентрация вещества В равна: СВ = [В] +
·СВ = 0,21 + 0,432 = 0,552 моль/л.
ОТВЕТ: СА = 0,276 моль/л, СВ = 0,552 моль/л, Кс = 2,5.

Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия.
Характер смещения химического равновесия под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать, применяя принцип Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму.
Повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции;
Повышение давления вызывает смещение химического равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящем к понижению давления;
Удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции;
Уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу химического равновесия в направлении обратной реакции.

ПРИМЕР 2: Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl5(г) PCl3(г)+ Cl2(Г),
·H = +92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции – разложения РС15?
РЕШЕНИЕ: Направление, в котором смещается химическое равновесие, определяется по принципу Ле Шателье (см. выше): А) так как реакция разложения РС15 эндотермическая, т.е. протекает с поглощением тепла (
·Н>0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;
Б) так как в данной системе разложение РС15 ведет к увеличению числа молей газообразных веществ (из одного моля газа образуются два моля газообразных веществ), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;
В) чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции (при Т и Р – соnst), можно увеличить концентрацию РС15 или уменьшить концентрацию РС13 или С12.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
41. В гомогенной системе А(г) + 2В (г) С(г) равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0,06 моль/л; [В] = 0,12 моль/л; [С] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
42.Вгомогенной газовой системе А(г)+В(г)С(г)+D(г)равновесие установилось при концентрациях: [ В] = 0,05 моль/л и [ С] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,4. Вычислите исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево ? Дайте обоснованный ответ.
43. Равновесие гомогенной системы 4HCI (г) + О2 2 Н2О (г) + 2CI2 (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [НС1] = 0,20 моль/л; [О2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
44. .Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(г)+Н2О (г) CO2(г) +Н2 (г) если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]= 0,004 моль/л; [Н2О]=0,064 моль/л; [СО2] = 0,016 моль/л; [Н2] = 0,016 моль/л. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации воды и СО? Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
45. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) СО2 + Н2 (г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: ССО = 0,10 моль/л; С Н2О= 0,40 моль/л. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
46. Константа равновесия гомогенной системы N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/ л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
47. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы
2NO(г)+О2(г)2NO2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] =0,2 моль/л; [О2] = 0,1моль/л; [NO2] = 0,1моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации NO и О2. Изменением каких факторов (Р,С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
48. В гомогенной системе 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
49. В гомогенной системе CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3моль/л; [COCl2] = 1,2моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и оксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
50. При состоянии равновесия в системе N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) концентрации участвующих веществ равны: [N2] = 3 моль/л; [H2] = 9моль/л; [NH3] = 4 моль/л. Определить исходные концентрации водорода и азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
51. Константа равновесия реакции FeO(тв)+ CO(г) Fe(тв) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли: ССО = 0,05моль/л; ССО2 = 0,01моль/л. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
52. Равновесие в системе Н2(г) + J2(г) 2HJ(г) установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,025моль/л; [J2] = 0,005 моль/л; [HJ] = 0,09моль/л. Определить исходные концентрации иода и водорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
53. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006моль/л; [NO] = 0,024моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
54. После смешивания газов А и В в системе А + В С + Д устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [В] = 0,05моль/л; [С] = 0,02моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,04. Найти исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
55. Найти константу равновесия реакции N2O4(г) 2NO2(г), если начальная концентрация N2O4 составляла 0,08 моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировало 50% N2O4. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
56. В замкнутом сосуде протекает реакция АВ(г) А(г) + В(г). Константа равновесия реакции равна 0,04, а равновесная концентрация вещества В составляет 0,02 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось? Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
57. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) составляли соответственно [SO2]=0,04моль/л, [O2]=0,06моль/л, [SO3]=0,02моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (1V) и кислорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
58. Реакция CO(г) + Cl2(г) COCl2(г) протекает в объеме 20л. Состав равновесной смеси 0,28г СО, 0,355г Cl2 и 0,495г COCl2. Вычислить константу равновесия реакции и исходную концентрацию Сl2. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.
59. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2(г) 2NO(г) + O2(г) установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006моль/л; [NO] = 0,012моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.
60. В гомогенной системе 2NO(г) + Cl2(г) 2NOCl(г) исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 50% NO. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесие данной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРА.
Растворы кипят при более высокой и замерзают при более низкой температурах, чем чистые растворители.
Повышение температуры кипения или уменьшение температуры кристаллизации раствора прямопропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (закон Рауля).
(tкип = Е( Сm (1),
где Е - эбуллиоскопическая константа
Сm – моляльная концентрация растворенного вещества (моль/кг)
Сm = mраств. вещества (1000/ М раств . вещества (m расвторителя. (2)

(t крист. = К( Сm (3),
где К – криоскопическая константа;
Сm – моляльная концентрация растворенного вещества (моль/кг)
Видно, что (tкип и (tкрист. зависят только от числа молей растворенного вещества. Каждый моль содержит 6 (1023 молекул, следовательно температуры кипения и кристаллизации зависят только от числа частиц растворенного вещества.
Второй закон Рауля: Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы
Рассмотренные выше свойства зависят от молекулярной массы растворенного вещества, и поэтому используются в лабораторной практике для определения молекулярной массы растворенного вещества.
М = К (m2 (1000/ (tкрист (m1 (4),
где М –молярная масса растворенного вещества, (г/моль)
К – криоскопическая константа растворителя,
m1 – масса растворителя,(г)
m2 – масса растворенного вещества, (г)
(tкрист – изменение температуры кристаллизации раствора (0С).
ПРИМЕР 1: Вычислить температуру кипения и температуру кристаллизации 4,6%-ного раствора глицерина в воде, молекулярная масса глицерина равна 92 г/моль.
РЕШЕНИЕ: (tкип = Е Сm =Е mраств. вещества 1000/ М раств. вещества mрастворителя
1)Раствор содержит 4,6 г глицерина в 95,4 г воды
2)(tкип = 0,52 (4,6 (1000/92 (95,4=0,270С
3)(tкрист. = К (Сm =К( mраств. вещ. (1000/ М раств. вещ. (mрастворителя
(tкрист. = 1,86 (4,6 (1000/92 (95,4 = 0,9750С.
4)t кип р-ра = t кип р-ля + (tкип = 100 + 0,27 = 100,270С
5)t крист. р-ра = t крист. р-ля + (tкрист=0-0,975 = -0,9750С
ОТВЕТ: tкип = 100,270С, t крист. = -0,9750С.

ПРИМЕР 2: Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г диэтилового эфира, кипит при 36, 860С, тогда как чистый эфир кипит при 35,6 0С. Определите молярную массу растворенного вещества.
РЕШЕНИЕ: 1) (t кип = tкип р-ра - t кип р-ля = 36,86 – 35,6 =1,260С.
2)используя формулу (4) найдем молярную массу растворенного вещества:
М =2,02 (8 (1000/1,26 (100 = 128,2 г/моль.
ОТВЕТ: М = 128,2г/моль.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
61. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 следует растворить в 260 г воды для получения раствора, температура кипения которого превышает температуру кипения чистого растворителя на 0,050С?
62. Температура кипения эфира 34,60С, а его эбуллиоскопическая константа 2,160С. Вычислить молярную массу бензойной кислоты, если известно, что 5%-ный раствор этой кислоты в эфире кипит при 35,530С.
63. В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового спирта (СН3ОН) (( = 0,8 г/мл). При какой наименьшей температуре можно после этого оставить автомобиль на открытом воздухе, не опасаясь, что вода в радиаторе замерзнет?
64. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125 граммах бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,70С? Криоскопическая константа бензола равна 5,10.
65. При растворении 3,24 г серы в 40 г бензола температура кипения последнего повысилась на 0,81 К. Из скольких атомов состоит молекула серы в растворе?
66. Вычислить температуру кристаллизации водного раствора мочевины СО(NН2)2, в котором на 100 молей воды приходится 1 моль растворенного вещества.
67. В 200 г воды растворено 1) 31 г карбамида СО(NН2)2, 2) 90 г глюкозы С6Н12О6. Будут ли температуры кипения этих растворов одинаковы? Вывод подтвердите расчетом температур кипения этих растворов.
68. Как соотносятся температуры кристаллизации 0,1 %-ных растворов глюкозы (С6Н12О6) и сахара (С12Н22О11)? Вывод подтвердите расчетом температур кристаллизаций данных растворов.
69. При какой температуре кристаллизуется водный раствор, содержащий 3 (1023 молекул неэлектролита в 1 литре воды?
70. Раствор сахара в воде показывает повышение температуры кипения на 0,3120С. Вычислить величину понижения температуры кристаллизации этого раствора.
71. Вычислить %-ное содержание сахара С12Н22О11 в водном растворе, температура кристаллизации которого равна –0,410С.
72. Сколько граммов карбамида СО(NН2)2 надо растворить в 250 г воды, чтобы повысить температуру кипения на 20С?
73. Раствор, содержащий 17,6г вещества в 250 г уксусной кислоты кипит на 10С выше, чем чистая уксусная кислота. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества. Эбуллиоскопическая константа уксусной кислоты 2,530С.
74. Сколько граммов сахарозы С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы понизить температуру кристаллизации на 10С?
75. Вычислить температуру кипения 5%-ного раствора сахара С12Н22О11 в воде.
76. При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура кристаллизации раствора понижается на 1,240С. Вычислить молекулярную массу вещества.
77. Вычислить процентную концентрацию водного раствора метанола СН3ОН, температура кристаллизации которого равна -2,79оС. Криоскопическая константа воды равна 1,86о.
78. Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта С3Н7ОН. Эбуллиоскопическая константа воды равна 0,52оС.
79. При растворении 2,3г некоторого неэлектролита в 125 г воды температура кристаллизации понижается на 0,372о. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды равна 1,86о.
80. Раствор, содержащий 3,04г камфоры С10Н16О в 100 г бензола, кипит при 80,714оС. Температура кипения бензола равна 80,2оС. Вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.
рН - водородный показатель среды, который характеризует кислотность раствора: для нейтральных растворов рН=7; для кислых рН<7; для щелочных рН>7.
Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион слабого электролита.
Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, не содержат в своем составе ионов, способных к взаимодействию с молекулами воды, поэтому гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).
Все остальные соли подвергаются гидролизу. Возможны три типа гидролиза солей в зависимости от участия в нем катиона, аниона или того и другого иона соли.
1) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием гидролизуются по катиону (Кatn+). При этом катионы соли связывают ионы ОН- , а в растворе накапливаются ионы Н+, что обуславливает кислую среду раствора (рН<7):
Katn+ + HOH KatOH(n-1)+ + H+, (при n=1 образуется KatOH – слабое основание).
2) Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием гидролизуются по аниону (Ann-). При этом анионы соли связывают ионы Н+, а в растворе накапливаются ионы ОН-, что обуславливает щелочную среду (рН>7):
Ann- + HOH Han(n-1)- + OH-, (при n=1 образуется HAn – слабая кислота.
Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, проходит ступенчато: число ступеней определяется числовым значением заряда гидролизующего иона. Так, сульфат меди (CuSO4) и сульфид натрия (Na2S) гидролизуются по двум сткпеням:
1-я ступень: Cu2+ + HOH CuOH+ + H+; S2- + HOH HS- + OH-;
2-я ступень: CuOH+ HOH Cu(OH)2 + H+; HS- + HOH H2S + OH-.
Образующиеся по первой ступени гидролиза ионы Н+ или ОН- значительно снижают вероятность гидролиза по последующим ступеням. В результате практическое значение обычно имеет процесс, идущий только по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей в обычных условиях.
3)Гидролиз по катиону и по аниону имеет место при растворении солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием.
Рассмотрим этот случай на примере соли CH3COONH4, в растворе которой каждый из ионов подвергается гидролизу:
NH4+ + HOH NH4OH + H+ и
CH3COO- + HOH CH3COOH + OH-
Оба процесса усиливают друг друга за счет практически необратимого связывания ионов Н+ и ОН- (Н+ + ОН- Н2О); одновременно протекает гидролиз и по катиону, и по аниону:
NH4+ + CH3COO- + HOH NH4OH + CH3COOH
Так как гидролиз солей – процесс обратимый, то для его описания можно использовать принцип Ле Шателье. Гидролиз солей можно усилить, то есть сместить химическое равновесие процесса гидролиза вправо, путем разбавления раствора соли (увеличением концентрации молекул воды), повышения температуры, уменьшением концентрации продукта гидролиза.
ПРИМЕР: Опишите поведение в воде соли Al(NO3)3 рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а) HNO3, б) NaOH, и) K2SO3. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз нитрата алюминия усилится? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их растворов.
ОТВЕТ: Al(NO3)3 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону. Т.к Al3+ - многозарядный катион, имеет место ступенчатый гидролиз с преимущественным протеканием при обычных условиях по первой ступени:
Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
В растворе накапливаются ионы Н+, поэтому раствор имеет кислую среду (рН<7).
Рассмотрим равновесие в растворе данной соли при добавлении:
А) HNO3. При этом увеличивается концентрация ионов Н+ и равновесие смещается влево, т.е. гидролиз соли подавляется.
Б) NaOH. При этом ионы ОН-будут связывать имеющиеся в растворе ионы Н+ в малодиссоциирующие молекулы воды (ОН- + Н+ Н2О) и равновесие гидролиза сместится вправо, в направлении образования продуктов гидролиза, т.е.гидролиз усилится.
В) K2SO3. При этом, вследствие гидролиза этой соли по аниону:
SO32- + HOH HSO3- + OH-
в растворе накапливаются ионы ОН-, которые как в случае б), приведут к смещению равновесия гидролиза соли Al(NO3)3 вправо, т.е. к усилению ее гидролиза.
В этом случае наблюдается случай совместного гидролиза, с образованием конечных продуктов гидролиза обеих солей:
2Al(NO3)3 + 6H2O + 3K2SO3 = 2Al(OH)3 + 3H2SO3 + 6KNO3
2Al3+ + 6HOH + 3SO32- = 2Al(OH)3 + 3H2SO3

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
81. Какие из солей FeSO4, Na2CO3, KCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
82. Укажите реакцию среды растворов Na2S и NH4NO3. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени.
83. Опишите поведение в воде соли FeCl3 и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)HCl, б) NaCN, в) KOH. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз хлорида железа усилится? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их раствора.
84. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) AlCl3 и Na2S; б)Fe2(SO4)3 и ZnCl2; в) FeCl3 и K2SO3? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
85. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl2 или FeCl3; Na2CO3 или Na2SO3? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
86. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза.
87. Какие из солей Al2(SO4)3, K2SO3, NaCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
88. Укажите реакцию среды растворов K2S и Cr(NO3)2. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени.
89. Опишите поведение в воде соли Na3PO4 и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H2SO4, б) KOH, в) ZnSO4. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз фосфата натрия усилится? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их раствора.
90. . Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) FeCl3 и Na2CO3; б)Fe2(SO4)3 и AlCl3; в) NH4Cl и K2SO3? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
91. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl2 или ZnCl2 ? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
9
·2. При смешивании растворов K2S и CrCl3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза.
93. Какие из солей Cr2(SO4)3, K2S, RbCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
94. Укажите реакцию среды растворов Na3PO4 и ZnSO4. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени.
95. Опишите поведение в воде соли ZnCl2 и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H2SO4, б) NaOH, в) CH3COOK Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз хлорида цинка усилится? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их раствора.
96. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а)NiSO4 и CH3COOK; б)FeCl 3 и Pb(NO3)2; в) NH4NO3 и Na2CO3? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
97. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или CH3COONa; SnCl2 или SnCl4 ? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
98. При смешивании растворов K2SO3 и Pb(NO3)2 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза.
99. Какие из солей Fe(NO3)3, K3PO4, Na2SO4 подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
100. Опишите поведение в воде соли Pb(NO3)2 и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а) KOH, б) HCl, в) NaNO2 Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз нитрата свинца усилится? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их раствора.

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УМЯГЧЕНИЯ
Специфические свойства воде придают ионы Ca2+ и Mg2+ , присутствие которых определяет жесткость воды.
Жесткость воды – один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод, который характеризуется содержанием числа миллимолей эквивалентов ионов Са2+ и Мg2+ в 1л воды. Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию в воде 20,04мг/л Са2+ или 12,16мг/л Mg2+, что соответствует значению эквивалентной массы этих ионов.
Различают несколько видов жёсткости: общую, временную, постоянную, карбонатную и некарбонатную.
Общей жёсткостью называется суммарная концентрация ионов Ca2+, Mg2+ в воде, выраженная в мэкв/л.
Постоянная жёсткость - часть общей жёсткости, остающаяся после кипячения воды при атмосферном давлении в течение определённого времени.
Временная жёсткость – часть общей жёсткости, удаляющаяся кипячением воды при атмосферном давлении в течение определённого времени. Она равна разности между общей и постоянной жёсткостью.
Карбонатная жёсткость – часть общей жёсткости, эквивалентная концентрации гидрокарбонатов кальция и магния.
Некарбонатная жёсткость - часть общей жёсткости, равная разности между общей и карбонатной жёсткостью.

ПРИМЕР 1. В 5 м3 воды содержится 250 г ионов кальция и 135 г ионов магния. Определить общую жесткость воды.
РЕШЕНИЕ. Найдем содержание ионов кальция и магния (в мг/л) в воде:
250 ( 1000 / 5 (1000 = 50 (мг/л) ионов Са2+
и 135 ( 1000 / 5 ( 1000 = 27 (мг/л) ионов Mg2+.
1 мэкв жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л ионов. Са2+ или 12,16 мг/л ионов Мg2+; следовательно,
Ж = 50/20,04 + 27/12,16 = 4,715 (мэкв/л).
Ответ: Ж=4,715 мэкв/л

ПРИМЕР 2. Вычислить карбонатную жёсткость воды, зная, что на титрование 100мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25мл, 0,08 н раствора НС1. Привести уравнение соответствующей реакции.
РЕШЕНИЕ: Задачу решаем используя закон эквивалентов для растворов.
N1V1 = N2V2, (1)
где N1 и N2 – нормальность растворов 1 и 2, моль-экв/л
V1 и V2 – объём растворов 1 и 2, мл
Вычислим нормальность раствора гидрокарбоната кальция:
N1 = 6,250,08 100 = 0,005моль-экв/л
Следовательно, в 1 л воды содержится 0,0051000 = 5 мэкв гидрокарбоната кальция.
Ответ: Ж=5мэкв/л

Использование природной воды в технике требует ее предварительной очистки. Процесс, приводящий к снижению жёсткости воды, называется умягчением воды.
Способы умягчения воды можно разделить на три основные группы:
1) термическое умягчение воды; 2) реагентные методы умягчения; 3) умягчение воды методом ионного обмена.
1. Термический способ умягчения воды
Временная или карбонатная жесткость, устраняется нагреванием воды до 7080°С и последующей фильтрацией. При нагревании протекают реакции:
Са(НСОз)2 = СаСО3( + СО2( + H2O
Mg(HCО3)2 = MgCО3( + CO2( + H2О
Однако полностью устранить карбонатную жёсткость термическим методом нельзя, т. к. СаСО3, хотя и незначительно, но растворим в воде. Растворимость МgСО3 достаточно высока, поэтому гидрокарбонат магния сразу же взаимодействует с водой, т.е. наблюдается процесс гидролиза и вместо МgСО3, в осадок выпадает Mg(ОН)2:
MgC03 + H2О =Мg(ОН)2( + СO2(
2. Реагентное умягчение воды.
Реагентное умягчение воды состоит в том, что при введении в воду специальных реагентов катионы кальция и магния, растворенные в ней, переходят в практически нерастворимые соединения, которые выпадают в осадок.
Например, фосфатный способ умягчения воды:
3CaS04 + 2Na3P04 = Саз(РО4)2 + Na2SO4
3MgCl2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6NaCl
3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaHCO3
3Mg(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6NaHCO3
3. Методы ионного обмена
Катионитовый метод умягчения воды основан на способности некоторых практически нерастворимых в воде веществ, называемых катионитами , обменивать содержащиеся в них активные группы катионов (натрия, водорода и др.), на катионы кальция или магния, находящиеся в воде.
В настоящее время большое распространение получили ионообменные смолы, которые получают на основе синтетических полимеров. Ионнообменные смолы – это сетчатые, трёхмерные полимеры, не растворяющиеся в воде, но ограниченно набухающие в ней и содержащие групы, способные к обмену ионов
Умягчаемую воду фильтруют через слой катионита, при этом катионы кальция и магния из воды переходят в катионит, а в воду переходят катионы натрия или водорода. Химизм Na-катионирования описывается уравнениями реакций:
2NaR + Ca(HCO3)2 = CaR2 + 2NaHCO3
2NaR + Mg(HCO3)2 = MgR2 + 2NaHCO3
2NaR + CaSO4 = CaR2 + Na2SO4
2NaR + MgCl2 = MgR2 + 2NaCl
(где R – комплекс катионита, практически нерастворимый в воде)
ПРИМЕР 3. Жесткость воды равна 5,4 мэкв ионов кальция в 1 л воды. Какое количество фосфата натрия Na3P04 необходимо взять, чтобы понизить жесткость 100л воды практически до нуля.
РЕШЕНИЕ: Задачу решаем, используя формулу
Ж = m1000 / МэV, (1)
где m – масса вещества, обусловливающего жёсткость воды, или применяемого для устранения жёсткости воды, г; Мэ – эквивалентная масса этого вещества; г/моль; V – объём воды, л, 1000 – коэффициент перевода экв/л в мэкв/л
Мэ (Na3PO4) = М(Na3PO4) / nВ, (2)
где n – количество ионов металла; В – валентность металла.
Мэ(Na3PO4) = 164 / 3 =54,7 (г/моль)
Из уравнения (1) выразим массу
m = ЖЭV/1000 = 5,454,7100/1000 = 29,538 (г)
Ответ: m = 29,538г.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
101. Вода содержит 0,12 г MgSO4 и 0,243 г Са(НСОз)2 на 1 литр. Определить общую жёсткость воды. Привести реакции фосфатного метода умягчения воды, содержащей данные соли.
102. Какова постоянная и временная жёсткость воды, если в ней содержится ионов Са2+ - 0,110 г/л; Mg2+ - 0,0425 г/л; НСО3- - 0,07 г/л.Составить уравнение реакции, лежащее в основе термического умягчения воды.
103. Общая жесткость воды равна 7,8 мэкв/л. Определить постоянную жесткость воды, если при определении временной жесткости на 100 мл испытуемой воды при титровании пошло 5,2 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты
104. Какая масса сульфата кальция содержится в 200 л воды, если жёсткость, обуславливаемая этой солью, равна 8 мэкв/л? Привести уравнение реакции бариевого метода умягчения воды.
105. Какова общая и карбонатная жёсткость воды, если в 1 л воды содержатся ионы Са2+ - 0,111 г; Mg2+ - 06 г; SO42- - 0,098 г; С1- - 0,14 г.
106. Вычислить временную жёсткость воды, зная, что для реакции с гидрокарбонатом магния, содержащемся в 200 см3 воды, требуется 15 см3 0,08 н раствора соляной кислоты. Привести уравнение соответствующей реакции.
107. Общая жесткость воды равна 11,7 мэкв/л. Определить постоянную жесткость воды, если при определении временной жесткости на 100 мл испытуемой воды при титровании пошло 6,5 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты
108. Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 1 м3 воды, чтобы устранить жёсткость, равную 8 мэкв/л? Привести уравнение реакции.
109. В 10 л воды содержится 38 мг гидрокарбоната магния и 108 мг гидрокарбоната кальция. Вычислить общую жёсткость воды. Привести уравнения реакций термического умягчения воды.
110. При кипячении 250 мл воды, содержащей только гидрокарбонат магния, выпал осадок массой 4,5 мг. Чему равна жёсткость воды. Привести уравнение реакции.
111. Вычислить временную жёсткость воды, зная, что на реакцию с гидрокарбонатом магния, содержащимся в 200 мл этой воды, потребовалось 5 мл 0,1 н раствора соляной кислоты. Составить уравнение реакции.
112. Сколько граммов гидроксида кальция необходимо прибавить к 1000 л воды, чтобы удалить временную жёсткость, равную 2,86 мэкв/л? Составить уравнение реакции.
113. В 1 м3 воды содержится 140 г сульфата магния. Вычислите жесткость этой воды. Привести уравнение реакции умягчения воды содовым способом..
114. Чему равна жесткость природной воды, если содержание ионов магния в ней составляет 121,6 мг/л? Привести уравнения реакции катионитного умягчения воды с использованием Н-катионита.
115. Определить жесткость воды, если в 1 л ее содержится 0,1002 г ионов Са2+ и 0,03648 г ионов Mg2+. Привести уравнения реакций устранения карбонатной жесткости термическим методом.
116. Какова общая и временная жёсткость воды, если в 1 л воды содержатся ионы Mg2+ - 0,3 г; SO42- -0,049 г; С1- - 0,07 г, Са2+ -0,055 г;
117. Определить общую жёсткость воды, в 100 л которой содержится 8,5 г хлорида магния, 11,8 г хлорида кальция, 6,1 г гидрокарбоната магния и 18,3 г гидрокарбоната кальция.
118. Определить общую жёсткость воды, в 10 л которой содержится 0,95 г хлорида магния, 2,22 г хлорида кальция, 0,73 г гидрокарбоната магния и 2,43 г гидрокарбоната кальция.
119. Рассчитайте карбонатную, некарбонатную и общую жёсткость воды, содержащую в 10 л: Са2+ - 40 мг; НСО3- - 61 мг; С1- - 35 мг; Mg2+ - 24 мг.
120. Общая жесткость воды равна 8,5 мэкв/л. Определить постоянную жесткость воды, если при определении временной жесткости на 100 мл испытуемой воды при титровании пошло 6,5 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты


ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Эти процессы складываются из направленного движения ионов в растворе или расплаве электролита и реакций восстановления и окисления, происходящих на электродах
Электрод, на котором протекают процессы окисления, называется анодом, а электрод, на котором протекают процессы восстановления – катодом.
Потенциал анода всегда меньше потенциала катода. При электролизе анод заряжен положительно, катод – отрицательно.
При электролизе растворов электролитов на катоде возможны следующие реакции:
1) восстановление ионов металла Men+ + n
· Me;
2) восстановление ионов водорода в кислой среде
2Н+ + 2
· Н2 (
·0 (2Н+/Н2) = 0,0 В);
3) восстановление молекул воды
2Н2О + 2
· Н2 + 2ОН- (
·0 (Н2О/Н2) = -0,41 В).
Из возможных катодных процессов осуществляется тот, который характеризуется наибольшим значением электродного потенциала.
Из этого следует, что при электролизе растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода, например, медь, серебро, золото и другие, на электроде восстанавливаются только ионы металла и выделяется металл. В нейтральных и щелочных растворах с рН
· 7 возможно выделение и тех металлов, электродные потенциалы которых выше -0,41 В. (Объяснение следует дальше)
Из растворов, содержащих смесь таких катионов, происходит последовательное выделение металлов в порядке уменьшения величины их электродных потенциалов.
Если в растворе находятся ионы металлов, стоящие в ряду напряжения до алюминия включительно (
·0 (Аl3+/Al) = -1.66 В), например, натрий, литий, кальций и другие, то на катоде восстанавливается только вода.
Металлы, электродные потенциалы которых не сильно отличаются от водородного (находится в ряду напряжения металлов после алюминия), восстанавливаются на катоде одновременно с водой. При этом выделяется и металл, и водород. В зависимости от условий электролиза массовые соотношения металла и водорода могут быть различными, вплоть до выделения только одного металла или водорода.
При электролизе растворов электролитов на аноде могут протекать реакции окисления:
1) анионов кислотных остатков: Ann- An + n
·;
2) гидроксид - анионов
4ОН- - 4
· 2Н2О + О2 (
·0 (O2 + 2Н2O/4OH-) = 0,4 B);
3) молекул воды
2Н2О - 4
· О2 + 4Н+ (
·0 (O2 + 4Н+/2Н2O ) = 1,23 B при рН = 7);
4) металла анода (растворимый анод)
Me Men+ + n
·.
Из возможных анодных процессов осуществляется тот, который характеризуется наименьшим значением электродного потенциала.
Характер анодных процессов зависит от природы используемого анода. Различают инертные и растворимые аноды. Первые изготовлены из малоактивных металлов, например, из платины, а также используют графитовые, угольные электроды. Материалом растворимых анодов является металл с потенциалом меньшим, чем потенциалы конкурирующих процессов, например, медь, цинк и другие. При этом окислению подвергается материал анода. Так, при электролизе раствора сульфата меди (II) с медным анодом происходит растворение анода: Сu Cu2+ + 2
·. Это объясняется тем, что потенциал меди (
·0(Cu2+/Cu) = 0,34 B) меньше потенциалов окисления воды и сульфат - иона. В процессе электролиза с использованием растворимого анода металла анода в виде ионов переходит в раствор, затем они могут восстанавливаться на катоде. На этом основаны методы очистки металлов от примесей (электрохимическое рафинирование металлов), методы нанесения покрытий и прочее.
На инертных анодах (графитовый, угольный, платиновый) могут окисляться молекулы воды, гидроксид – ионы или ионы кислотных остатков.
На аноде в растворах кислородосодержащих кислот или их солей разряжается вода. Это связано с тем, что электродные потенциалы анионов кислородосодержащих кислот имеют большие значения, чем потенциал окисления воды. Например, 2SO42- - 2
· S2O82- (2,01 В). Аналогично ведут себя фторид-ионы (
·0(F2/2F-) = 2,87 B).
Ионы Cl-, Br-, J-, S2- разряжаются из не очень сильно разбавленных растворов.
2Сl- Cl2 + 2
·,
·0(Cl2/2Cl-) = 1,36 B,
2Br- Br2 + 2
·,
·0(Br2/2Br-) = 1,065 B,
2J- J2 + 2
·,
·0(J2/2J-) = 0,54 B,
S2- S + 2
·,
·0(S/S2-) = -0,51 B,
В связи с перенапряжением реакции выделения кислорода на аноде идёт окисление ионов хлора, хотя его потенциал больше потенциала окисления воды.
При электролизе растворов щелочей на аноде происходит окисление гидроксид-ионов, т.к. этот процесс характеризуется наименьшим потенциалом.
ПРИМЕР 1: Составьте схемы электролиза раствора NiCl2 (анод угольный).
ОТВЕТ: На катоде могут разряжаться вода и катионы никеля. Т. к. величина потенциала никеля (
·0(Ni2+/Ni) = -0,25 В) близка к значению потенциалу восстановления воды, на катоде будут восстанавливаться и ионы металла, и вода. Конкурирующими анодными реакциями являются окисление воды и окисление хлорид – иона, на аноде окисляется ион хлора (объяснение смотрите выше).
Схема электролиза раствора NiCl2
(-) Катод: (+) Анод:
Ni2+ + 2
· Ni 2Cl- -2
· Cl2
2Н2О + 2
· Н2 + 2ОН-
Ni2+

Общая реакция электролиза хлорида никеля (II) –
2NiCl2 + 2Н2О Ni + Ni(OH)2 + H2 + 2Cl2

ПРИМЕР 2: В чём состоит различие процессов электролитического разложения раствора сульфата меди на угольном и медном анодах?
ОТВЕТ: На катоде могут разряжаться вода и катионы меди. Так как потенциал восстановления катионов меди (II) больше потенциала восстановления воды, восстанавливаться будут ионы меди.
Конкурирующими анодными реакциями (угольный анод) являются окисление воды и окисление сульфат – иона.
Так как
·0 (S2O82-/2SO42-) >
·0 (O2 + 4Н+/2Н2O), следовательно, на аноде окисляется вода.
Схема электролиза раствора CuSO4 на угольном аноде
(-) Катод: (+) Анод:
Сu2+ + 2
· Cu 2Н2О - 4
· О2 + 4Н+
2SO42-
При использовании медного анода окислению подвергается материал анода - медь, в результате чего анод будет растворяться.
Схема электролиза раствора CuSO4 на медном аноде
(-) Катод: (+) Анод:
Сu2+ + 2
· Cu Сu - 2
· Cu2+
SO42-

Следовательно, электролиз растворов сульфата меди (II) на угольном и растворимом аноде отличаются анодными процессами. При электролизе на инертном аноде окисляется вода, образуя кислород и кислоту, в случае растворимого анода данные процессы происходить не будут.
Процессы, протекающие при электролизе, подчиняются законам Фарадея.
I. Масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит.
m = k
· q
где m - масса (г) образовавшегося, или подвергшегося превращению вещества;
q – количество электричества, прошедшего через электролит (Кл),
q = J
· t,
где J – сила тока, А; t – время, с.
k – электрохимический эквивалент.
Электрохимический эквивалент численно равен массе вещества, выделяемого 1 Кл электричества.
13 EMBED Equation.3 1415
где МЭ – молярная масса эквивалента, г/моль-экв;
F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл.
Постоянная Фарадея – это количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного моль эквивалента вещества.
Подставив все параметры, получим выражение:
13 EMBED Equation.3 1415
II. При электролизе различных электролитов равные количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их эквивалентным массам.
13 EMBED Equation.3 1415
ПРИМЕР 3: Рассчитайте массы веществ, образовавшихся на электродах при электролизе раствора сульфата меди (II) (на инертном аноде) при пропускании тока силой 10 А в течение 30 минут.
ОТВЕТ: Схема электролиза раствора сульфата меди (II) на угольном аноде рассмотрена в примере 4. Суммарное уравнение электролиза раствора CuSO4:
2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4.
На катоде образуется медь, на аноде – кислород. Для определения масс меди и кислорода воспользуемся первым законом Фарадея.
13 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415
MЭ (Cu) = 63,55/2 = 31,78 г/моль-экв
13 EMBED Equation.3 1415
MЭ (О2) = 32/4 = 8 г/моль-экв
13 EMBED Equation.3 1415.


ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
121. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): K2SO4; NiCl2. При электролизе какого из предложенных вам веществ выделяется кислород? Сколько кислорода выделится при электролизе током силой 30 А в течение 1,5 часов?
122. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): NaOH; AgNO3. При электролизе, какого из предложенных вам веществ выделяется водород? Сколько водорода выделится при электролизе током силой 25 А в течение одних суток?
123. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): H2SO4; CaCl2. Сколько грамм серной кислоты подвергнется электролитическому разложению в течение 20 мин под действием тока силой 120 А?
124. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): NaNO3; SnCl2. Какое соединение образуется на катоде при электролизе нитрата натрия? Найдите его массу, если электролиз протекал 2 часа с силой тока 100 А.
125. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): CuSO4; FeCl2. Сколько грамм меди выделится на электроде при пропускании через раствор электролита заряда 241,25 Кл?
126. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): HCl; Cr(NO3)2. Рассчитайте силу тока, который выделит 50 г водорода из раствора HCl в течение 20 мин.
127. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): KOH; CuCl2. Найдите силу тока, с которой проводят электролиз раствора CuCl2, массой 16,79 г, в течение 20 мин.
128. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): AgNO3; CoCl2. Определите массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании через раствор нитрата серебра тока силой 50 А в течение 50 мин.
129. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): BeCl2; CdSO4. Рассчитайте электрохимический эквивалент хлорида бериллия.
130. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): HNO3; CuBr2. При электролизе какого из предложенных вам соединений образуется водород? Определите объём водорода, если электролитическое разложение проводят током силой 200 А в течение 2 часов.
131. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): Ca(OH)2; NiCl2. Какое количество электричества необходимо для электрохимического превращения 34 г гидроксида кальция?
132. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): PtCl2; Sn(NO3)2. Как долго нужно проводить электролиз для получения 19,5 г платины, если сила тока составляет 120 А?
133. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): CuCl2; FeSO4. В течение какого времени осуществляется электролитическое разложение 38 г хлорида меди, содержащихся в растворе? Сила тока равна 65 А.
134. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): Ba(OH)2; NaCl. При электролизе какого из предложенных вам соединений образуется кислород? Определите объём кислорода, если электролитическое разложение проводят током силой 40 А в течение 1 часа.
135. Составьте схемы электролиза растворов веществ (на угольных анодах): MnBr2; Ni(NO3)2. Определите электрохимические эквиваленты веществ, образующихся на катоде при электролизе нитрата никеля(II).
136. Cоставьте схемы электролизов раствора AgNO3, протекающих на угольном и растворимом серебряном анодах. В чём будет заключаться различие? Определите массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока силой 100 А в течение 30 мин через раствор AgNO3?
137. Cоставьте схемы электролиза растворов Zn(NO3)2, протекающих на угольном и растворимом цинковом анодах. В чём будет заключаться различие? Определите объём газа выделившегося на катоде при пропускании тока силой 50 А в течение 10 мин через раствор Zn(NO3)2?
138. Cоставьте схемы электролиза растворов NiCl2, протекающих на угольном и растворимом никелевом анодах. В чём будет заключаться различие? Какой заряд нужно пропустить через раствор хлорида никеля (угольный анод), чтобы подвергнуть превращению 0,325г хлорида никеля?
139. Cоставьте схемы электролиза растворов Ti(NO3)2, протекающих на угольном и растворимом титановом анодах. В чём будет заключаться различие? Определите силу тока, пропускаемого через раствор Ti(NO3)2 в течение 20 мин, если объём газа, выделившегося на аноде, составляет 2,79 л (угольный анод)?
140. Cоставьте схемы электролиза растворов CoCl2, протекающих на угольном и растворимом кобальтовом анодах. В чём будет заключаться различие? Рассчитайте электрохимический эквивалент выделившегося на аноде продукта (электролиз проводят на угольном аноде).

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
КОРРОЗИЯ - процесс самопроизвольного разрушения металлов и сплавов под действием окружающей среды; данный процесс является окислительно-восстановительным и протекает на границе раздела фаз.
По механизму протекания коррозионного процесса, который зависит от характера внешней среды, различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия – самопроизвольное разрушение металла или сплава в окислительных средах, которые не проводят электрический ток.
К ней относятся:
а) высокотемпературная коррозия в атмосфере сухих газов, т.е. при отсутствии конденсации влаги на поверхности металла или сплава (сухой воздух, хлор, сероводород и т.д.);
б) коррозия в жидких неэлектропроводных средах. К ним относятся жидкости органического происхождения (бензин, керосин, сернистая нефть и т.д.), а также ряд жидкостей неорганического происхождения ( расплавленная сера, жидкий бром и др.).
Сущность химической коррозии сводится к окислительно-восстановительной реакции, которая протекает между металлом или сплавом и окислителем.
Например, хМе + у/2 О2 = МехОу
ПРИМЕР 1: Рассмотрите процесс коррозии цинковой пластины в атмосфере сухого сероводорода при температуре 400К.
ОТВЕТ: В атмосфере любого сухого газа при высоких температурах протекает химическая коррозия, сущность которой, в данном случае, сводится к окислительно-восстановительной реакции между металлом (Zn) и окислителем (H2S):
Zn + H2S = ZnS + H2
Zn – 2e = Zn2+ | 1
2H+ + 2e = H2 |1
Продуктом коррозии является сульфид цинка.

ПРИМЕР 2: Опишите процесс коррозии железного гвоздя, помещенного в бензин, который насыщен кислородом.
ОТВЕТ: В чистом виде органические растворители не реагируют с металлами, но в присутствии примесей химическое взаимодействие протекает интенсивно. В данном случае будет протекать химическое взаимодействие между железом и кислородом:
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3
Fe – 3e = Fe3+ | 4
O2 + 4e = 2O2- | 3

Электрохимическая коррозия – самопроизвольное разрушение металла или сплава в среде электролита:
- в растворах электролитов (растворы щелочей, кислот и солей; морская вода);
- в атмосфере любого влажного газа;
- в почве

При электрохимической коррозии протекают раздельно два процесса: окисление на анодных участках и восстановление на катодных участках, при этом образуется коррозионный элемент:
n
·

Ме1 / Д / Ме2
n
·
где Д – деполяризатор.
Схематично процесс электрохимической коррозии можно описать следующими электродными процессами:
Анодные участки: Ме – nе = Меn+
Катодные участки: Д + nе = Дn-
Катодный процесс зависит от кислотности среды (рН):
а) если рН< 7 (в растворах кислот и солей, гидролизующихся по катиону), то деполяризатором являются ионы водорода Н+, и на катодных участках осуществляется водородная деполяризация, протекающая по схеме:
2Н+ + 2е = Н2.
б) если рН
· 7 (в нейтральных и щелочных средах), то деполяризатором являются молекулы кислорода, растворенные в электролите, и на катодных участках осуществляется кислородная деполяризация, протекающая по схеме:
О2 + 2Н2О + 4е = 4ОН-.
ПРИМЕР 3: Рассмотрите химические процессы, протекающие при контакте цинковой и свинцовой пластин, погруженных в раствор хлорида аммония.
ОТВЕТ: В данном случае мы имеем дело с контактной электрохимической коррозией. Е0(Zn/Zn2+) = -0,76B, a E0(Pb/Pb2+) = -0,13 B. Следовательно, цинк, характеризующийся более низким значением электродного потенциала, будет проявлять свойства анода, а свинец с большим значением электродного потенциала – свойства катода.
В водном растворе хлорид аммония подвергается процессу гидролиза по катиону слабого основания :
NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl
NH4+ + HOH NH4OH + H+
В результате гидролиза среда раствора становится кислой, т.к. накапливаются ионы водорода Н+ (pH < 7), следовательно, деполяризатором являются ионы водорода Н+, а на катодных участках осуществляется водородная деполяризация
Строение и работа коррозионного элемента описывается следующей схемой:

2
·

(-) Zn / NH4Cl + H2O + O2 / Pb (+)

NH4ОН + HCl
2
·

Анодные участки : Zn – 2e = Zn2+
Катодные участки: 2H+ + 2e = H2 (pH< 7)
Суммарное уравнение коррозии: Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
Продуктом коррозии является хлорид цинка.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
141. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, , и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а) Шероховатая железная пластинка в среде газообразного хлора при Т>573 К;
б) Какой из двух металлов (Fe/Ti), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе CuCl2;
142. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, , и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная пластина из углеродистой стали в сухом хлороводороде при Т>300 К;
б/ Каким - анодным или катодным – покрытием будет цинк, если изделие изготовлено из железа? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе (NH4)2SO4 .
143. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная алюминиевая пластина в сухом воздухе при Т>400К;
б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют алюминий. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в растворе Mn(NO3)2 .
144. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Шероховатая железная пластинка в сухом воздухе при Т>373К;
б/ Какой из двух металлов (Cu/Ti), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению. Металлическое изделие находится в растворе К2S;
145. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Шероховатая цинковая пластинка в сухом сероводороде при Т>300К;
б/ Каким - анодным или катодным – покрытием будет хром, если изделие изготовлено из железа? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе Cu(NO3)2
146. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Изогнутая пластина из углеродистой стали в сухом хлороводороде при Т>300К;
б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют марганец. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в растворе NaНCO3.
147. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Шероховатая алюминиевая пластина в водяном паре при Т>423К;
б/ К какому типу покрытия относится олово на меди? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе сульфида калия?
148. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная цинковая пластина в сухом сероводороде при Т>360К;
б/ магниево-алюминивый сплав эксплуатируется во влажной атмосфере воздуха.
149. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Изогнутая пластина из углеродистой стали в насыщенном кислородом бензине при Т=298К;
б/ алюминиевое изделие с медными заклепками находится в растворе Na2SO3 при Т=298 К.
150. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная алюминиевая пластина в сухом воздухе при Т>398К;
б/Каким - анодным или катодным – покрытием будет олово, если изделие изготовлено из железа? Напишите схему коррозионного процесса, протекающего при нарушении целостности покрытия в растворе карбоната натрия.
151. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная пластина из углеродистой стали в сухом хлороводороде при Т>350К;
б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют цинк. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в морской воде.
152. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Шероховатая железная пластинка в насыщенном кислородом керосине при Т>298К;
б/ пластина из латуни (сплав цинка с медью) эксплуатируется в растворе серной кислоты.
153. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная пластина из углеродистой стали в насыщенном хлором керосине при Т=298К;
б/ медное изделия, паянное серебром эксплуатируется в растворе КОН.
154. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная цинковая пластина во влажном воздухе при Т>300К;
б/ Какой из двух металлов (Cr/Sn), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе CuCl2;
155. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная железная пластина в водяном паре при Т>473К;
б/ биметаллическая композиция Cu/Ag в растворе KCl при Т=298 К.
156. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/Шероховатая алюминиевая пластинка в сухом хлороводороде при Т>380К;
б/ Какой из двух металлов (Cu/Fe), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе Na2SO3;
157. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Шероховатая медная пластинка в сухом сероводороде при Т>330К;
б/ В качестве протектора для защиты от коррозии стальных изделий используют цинк. Составьте схему процессов, лежащих в основе защитного действия протектора, протекающих в растворе сульфата алюминия.
158. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная пластина из углеродистой стали в газообразном хлоре при Т>398К;
б/ гальванопара Al/Hg находится в нейтральной водной среде.
159. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная пластина из углеродистой стали в сухих парах брома при Т>320К;
б/ Какой из двух металлов (Pb/Cu), контактирующих в конструкции, будет подвергаться разрушению? Металлическое изделие находится в растворе FeCl2;
160. Определите тип коррозии. Составьте уравнения процессов, протекающих в каждом из случаев, и схему коррозионного элемента для случая электрохимической коррозии.
а/ Полированная алюминиевая пластина в насыщенном кислородом керосине при Т=298К;
б/ стальное изделие, паянное оловом эксплуатируется в среде соляной кислоты.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Комплексными соединениями называются химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные существовать как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.
По координационной теории Вернера в каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу (или, по-другому, комплексный ион) заключают в квадратные скобки. Например, в комплексном соединении K2[Cd(CN)4] внутренняя сфера (комплексный ион) представлена ионом [Cd(CN)4]2-, а внешняя сфера – двумя положительно заряженными ионами К+.
Центральный атом внутренней сферы комплексного соединения (обычно положительно заряженный), вокруг которого группируются ионы или молекулы, называется комплексообразователем. Комплексообразователями являются ионы металлов, имеющие достаточное число свободных орбиталей. К ним относятся ионы p-, d- и f-элементов В данном примере это ион кадмия Cd2+ (d-элемннт)..
Частицы, непосредственно связанные с комплексообразователем, называются лигандами. Лигандами могут быть как противоположно заряженные ионы (например, Cl-, CN-, OH- и т.д.), так и нейтральные молекулы (например, Н2О, NH3, CO и т.д.). В приведенном выше примере это ионы CN-.
Количество лигандов, присоединенных к комплесообразователю, называется координационным числом комплексообразователя. Координационное число показывает число мест во внутренней сфере комплексного соединения или число мест вокруг комплексообразователя, на которых могут размещаться лиганды. В комплексном соединении K2[Cd(CN)4] координационное число равно 4, т.к. комплексообразователь Cd2+ присоединяет четыре иона CN-.
ПРИМЕР 1. Определите заряд комплексного иона и степень окисления комплесообразователя в соединении [Cr(H2O)4(NH3)Cl]Cl2.
РЕШЕНИЕ:
1) Заряд комплексного иона численно равен суммарному заряду иона внешней сферы и противоположен ему по знаку.
Во внешней сфере данного комплексного соединения находятся два отрицательно заряженных иона Cl-. Следовательно, комплексный ион имеет два положительных заряда - [Cr(H2O)4(NH3)Cl]2+.
2) Степень окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом ионе, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона. Заряды нейтральных молекул равны нулю, заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот.
В комплексном ионе [Cr(H2O)4(NH3)Cl]2+ нейтральные молекулы Н2О и NH3 имеют заряд равный нулю, а хлорид ион имеет заряд Cl-1. Исходя из этого, определяем степень окисления хрома: х = 4·0 + 0 + (-1) = +2. Отсюда, х = +3. Т.е. степень окисления комплексообразователя равна +3 (Cr+3).

ПРИМЕР 2. Напишите координационную формулу комплексного соединения BiJ3·KJ. Координационное число висмута равно четырем.
РЕШЕНИЕ. Согласно координационной теории Вернера комплексообразователем будет ион Bi3+, т.к. он является р-элементом. Лиганды - противоположно заряженные ионы J-. Следовательно, внутренняя сфера комплексного соединения имеет вид: [BiJ4]-. Внешней сферой является ион К+. Напишем координационную формулу комплексного соединения: К[BiJ4]-.

В зависимости от заряда внутренней сферы различают:
1) катионные комплексы – комплексные соединения с положительным зарядом внутренней сферы. Например, [Cu(NH3)4]SO4;
2) анионные комплексы – комплексные соединения с отрицательным зарядом внутренней сферы. Например, K3[Cr(NO2)6];
3) нейтральный комплекс – комплексное соединение, представленное только одной внутренней сферой, которая является электронейтральной. Например, [Cr(H2O)3Cl3]. Нейтральные комплексы являются неэлектролитами.
Комплексные соединения, содержащие ионы внешней сферы, являются сильными электролитами, т.к. в водном растворе они диссоциируют на ионы внешней сферы и комплексный ион.
K2[PtCl6] 2K+ + [PtCl6]2- (1)
Комплексный ион диссоциирует лишь в незначительной степени (данный процесс обратимый), т.к. проявляет свойства слабого электролита :
[PtCl6]2- Pt4+ + 6Cl- (2)
Обратимый процесс (2) характеризуется константой равновесия, которая называется константой нестойкости комплексного иона (Кнест):
Кнест = [Pt4+] [Cl-]6 / [PtCl62-] (3)
Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем меньше величина Кнест, тем устойчивее комплексный ион, т.е., тем меньше в растворе относительные концентрации комплексообразователя и лигандов. И наоборот.
ПРИМЕР 3. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]3- соответственно равны 6,2·10-36 и 1,0·10-44. Какой из этих ионов является более прочным? Напишите для этого иона уравнение диссоциации и выражение для константы нестойкости.
РЕШЕНИЕ. Зная, что константа нестойкости служит мерой устойчивости комплексного иона, сравним значения Кнест данных ионов. Наиболее прочным ионом будет ион [Fe(CN)6]3-, т.к. для него значение Кнест является наименьшим. Напишем уравнение диссоциации и выражение для Кнест этого иона:
[Fe(CN)6}3- Fe3+ + 6CN-

Кнест = [Fe3+] [ CN-]6 / [Fe(CN)63-]

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
161. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cr (NH3)5Cl]Cl2, K2[Cu(CN)6]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.
162. Из раствора комплексной соли PtCl4·6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор в виде хлорида серебра, а из раствора соли PtCl4·3NH3 – только 1/4 часть входящего в ее состав хлора. Написать координационные формулы этих солей, уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости.
163.Константы нестойкости комплексных ионов [HgCl4]2-, [HgBr4]2- и [HgJ4]2- соответственно равны 8,5·10-18, 1,0·10-21 и 1,5·10-30. Какой из указанных ионов обладает меньшей устойчивостью? Запишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест, а также координационную формулу соединения, содержащего этот комплексный ион.
164. Составьте координационные формулы следующих соединений серебра: AgCl·2NH3, AgCN·KCN. Координационное число серебра равно двум. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водном растворе и выражения для Кнест.
165. Напишите координационную формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом, равным 6, является ион Fe3+, а лигандами – ионы F-. Чему равен заряд этого иона? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.
166. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Zn(NH3)4]SO4, K4[Fe(CN)6]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.
167. Из раствора комплексной соли CoCl3·6NH3 нитрат серебра осаждает весь хлор, а из раствора соли CoCl3·5NH3 – только две трети хлора. Написать координационные формулы этих солей, уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости.
168. Константы нестойкости комплексных ионов [CdBr4]4-, [Cd(NH3)4]2+ и [CdCl4]2- соответственно равны 2·10-4, 8·10-8 и 8·10-2. Укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы в равной молярной концентрации, содержится меньше ионов Cd2+? Запишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест, а также координационную формулу соединения, содержащего этот комплексный ион.
169. Составьте координационные формулы следующих соединений кобальта: 3NaNO2·Co(NO2)3, 2KNO2·NH3·Co(NO2)3. Координационное число кобальта равно шести. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водном растворе и выражения для Кнест.
170. Напишите координационную формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом, равным 4, является ион Cu2+ , а лигандами – молекулы воды. Чему равен заряд этого иона? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.
171. Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи, образуя гидроксосоединение с координационным числом 6. Какова формула этого соединения? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.
172. По какому пути преимущественно пойдет реакция растворения хлорида серебра в растворе, содержащем ионы Br-, CN- и молекулы NH3, концентрация которых одинаковые, если константы нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [AgBr2]- и [Ag(CN)2]- соответственно равны 6,8·10-8, 7,8·10-8 и 1,0·10-21? Напишите для этого иона уравнение диссоциации и выражение для Кнест.
173. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Ag(NH3)2]Cl, K3[Al(OH)6] Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.
174. Из раствора комплексной соли CrCl3·6H2O нитрат серебра осаждает все хлорид- ионы, а из раствора соли CrCl3·5H2O – только две трети части, входящих в ее состав хлорид-ионов. Написать координационные формулы этих солей, уравнения диссоциации и выражения для константы нестойкости.
175. Константы нестойкости комплексных ионов [Ag(CNS)2]-, [Ag(S2O3)2]3- и [Ag(NO2)2]- соответственно равны 2·10-11, 1,0·10-13 и 1,3·10-3. Укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы в равной молярной концентрации, содержится больше ионов Ag+? Запишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест, а также координационную формулу соединения, содержащего этот комплексный ион.
176. Составьте координационные формулы следующих соединений платины: PtCl2·3NH3, PtCl2·NH3·KCl. Координационное число платины равно четырем. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водном растворе и выражения для Кнест.
177. Гидроксид никеля (II) растворяется в избытке водного раствора аммиака, образуя аммиачный комплекс с координационным числом 6. Какова формула этого соединения? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.
178. По какому пути преимущественно пойдет реакция растворения бромида серебра в растворе, содержащем ионы J-, CN- и молекулы NH3, концентрация которых одинаковые, если константы нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [AgJ4]3- и [Ag(CN)2]- соответственно равны 6,8·10-8, 1,8·10-14 и 1,0·10-21? Напишите для этого иона уравнение диссоциации и выражение для Кнест.
179. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cr(NH3)4Cl2]Cl, K2[HgJ4] Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для Кнест.
180. Напишите координационную формулу комплексного иона, в котором комплексообразователем с координационным числом, равным 6, является ион Fe2+ , а лигандами – ионы CN-. Чему равен заряд этого иона? Напишите для него уравнение диссоциации и выражение для Кнест.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА
Раствор - гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, соотношения между которыми могут изменяться.
Различают газообразные, твердые и жидкие растворы. На практике чаще всего приходится встречаться с жидкими растворами. В растворе обычно различают растворитель и растворенное вещество.
mра-ра = mр-ого в-ва + mр-ля (1)
где mра-ра – масса раствора (г); mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г); mр-ля масса растворителя (г).
Vра-ра = Vр-ого в-ва + Vр-ля (2)
где Vра-ра – объем раствора (мл); Vр-ого в-ва – объем растворенного вещества (мл); Vр-ля объем растворителя (мл).

Важнейшей характеристикой всякого раствора является концентрация.
Концентрация - это содержание растворенного вещества в единице массы или объема раствора или растворителя.
Существует несколько способов выражения концентрации растворов.
1)
·- Массовая доля (процентная концентрация) показывает содержание массы растворенного вещества в 100 г раствора.

· = mр-ого в-ва·100 / mра-ра (3)
где
·- процентная концентрация (%), mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г), mра-ра – масса раствора (г);

2) СМ- Молярная концентрация- отношение количества растворенного вещества к объему раствора.
СМ =
·р-ого в-ва / Vра-ра (4)
где СМ- Молярная концентрация (моль/л); Vра-ра – объем раствора (л);

·р-ого в-ва – количество растворенного вещества (моль), которое рассчитывается по формуле:

·р-ог в-ва = mр-ого в-ва / Мр-ого в-ва (5)
где mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г), Мр-ого в-ва- молярная масса растворенного вещества (г/моль).
Подставив выражение (5) в (4), получаем:
СМ = mр-ого в-ва / Мр-ого в-ва· Vра-ра (6)
3) СН - Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация или нормальность раствора) - отношение число моль-эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.13 EMBED Equation.3 1415
СН = nЭ / Vра-ра (7)
где СН - нормальная концентрация (моль-экв/л); Vра-ра – объем раствора (мл);
nЭ – число эквивалентов растворенного вещества, которое можно рассчитать по формуле:
nЭ = mр-ого в-ва / МЭ (8)
Подставив выражение (8) в (7), получим:
СН = mр-ого в-ва / МЭ · Vра-ра (9)
МЭ – эквивалентная масса растворенного вещества, которую определяют по формуле:
МЭ = Мр-ого в-ва / n·В (10)
где n – число функциональных групп; В – валентность функциональной группы.

4) Титр раствора - масса растворенного вещества, которое содержится в 1 мл раствора
Т = mр-ого в-ва / Vра-ра (11)
где Т –титр раствора (г/мл); mр-ого в-ва – масса растворенного вещества (г); Vра-ра – объем раствора (мл).
ПРИМЕР 1: Сколько граммов гидроксида натрия необходимо взять для приготовления 4л 12%-го раствора, плотность (
·) которого равна 1,37 г/мл. Рассчитайте молярную концентрацию этого раствора.
РЕШЕНИЕ. 1) Вычисляем массу 4л раствора: mра-ра =
··Vра-ра = 1,37·4000 = 4548 г.
Из формулы (3) выражаем массу растворенного вещества: mр-ого в-ва =
·· mра-ра / 100.
mNaOH = 12·4548 / 100 = 545,8 г.
2) Рассчитаем молярную массу гидроксида натрия: М(NaOH) = 23+16+1 = 40 г/моль.
Молярную концентрацию рассчитываем по формуле (6): СМ = mр-ого в-ва / Мр-ого в-ва· Vра-ра
СМ = 545,8 / 40·4 = 3,41 моль/л.
ОТВЕТ: mNaOH = 545,8 г; СМ = 3,41 моль/л.

ПРИМЕР 2: Определить нормальность раствора серной кислоты, в 250 мл которого содержится 24,5 г H2SO4. Рассчитайте титр раствора.
РЕШЕНИЕ. 1) Найдем эквивалентную массу серной кислоты по формуле (10): МЭ = М(H2SO4) / n·В = 98 / 2 = 49 г/моль.
Нормальность раствора рассчитаем, используя формулу (9). СН = m(H2SO4) / МЭ · Vра-ра = 24,5 / 49·0,250 = 2 моль-экв/л.
2) Вычислим титр раствора по формуле (11). Т = m(H2SO4) / Vра-ра = 24,5 / 250 = 0,098 г/мл.
ОТВЕТ: СН = 2 моль/л; Т = 0,098 г/мл.

ПРИМЕР 3: На нейтрализацию 50 мл раствора кислоты израсходовано 25 мл 0,5н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
РЕШЕНИЕ. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.V1 / V2 = СН2 / СН1 или V1·CН1 = V2·CН2. Отсюда СН1 = V2·CН2 / V1.
СН1 = 25·0,5 / 50 = 0,25 моль-экв/л.
ОТВЕТ: СН1 = 0,25 моль-экв/л.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
181. Определить массовую долю Н3РО4 в 6,6М растворе кислоты (плотность раствора 1,32 г/мл). Рассчитать титр раствора.
182. Сколько граммов хлорида алюминия нужно взять для приготовления 2л 0,5н раствора? Рассчитать молярную концентрацию раствора.
183. Вычислить молярную концентрацию раствора, в 0,2л которого содержится1,74г сульфата калия. Чему равен титр этого раствора?
184. Рассчитайте титр 0,2н раствора азотной кислоты. Чему равна нормальная концентрация данного раствора?
185. На нейтрализацию 200мл азотной кислоты израсходовано 23,6мл 0,12н раствора щелочи. Вычислить нормальную концентрацию раствора азотной кислоты и его титр.
186. Плотность 1,4М раствора серной кислоты составляет 1,085 г/мл. Вычислить массовую долю серной кислоты и нормальную концентрацию раствора.
187. Вычислить молярную концентрацию 10%-ного (по массе) раствора сульфата меди, плотность которого 1,107г/моль. Рассчитать титр раствора.
188. В каком количестве воды следует растворить 30г бромида калия для получения 6%-ного (по массе) раствора.
189. Вычислить молярную и нормальную концентрации 16% (по массе) раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/мл.
190. На нейтрализацию 40мл раствора щелочи израсходовано 25мл 0,5н раствора серной кислоты. Какова нормальность раствора щелочи? Какой объем 0,5н раствора соляной кислоты потребовался бы для этой цели?
191. Определить массовую долю HCl в 8М растворе соляной кислоты, плотность которого равна 1,23 г/мл. Рассчитать титр раствора.
192. Определить молярную концентрацию раствора, полученного при растворении сульфата натрия массой 42,3г в воде массой 300г. Плотность полученного раствора равна 1,12 г/мл. Какова нормальность этого раствора?
193. Определить нормальность и молярную концентрацию 47,7% (по массе) раствора фосфорной кислоты, плотность которого равна 1,315 г/мл.
194. Для нейтрализации 20мл 0,1н раствора кислоты потребовалось 8мл раствора гидроксида натрия. Сколько граммов гидроксида натрия содержит 1л этого раствора?
195.Определить объем 2н раствора азотной кислоты, необходимого для приготовления 500мл 0,5н раствора. Рассчитать титр раствора.
196. Водный раствор содержит 577г H2SO4 в 1л, плотность раствора 1,335 г/мл. Определить массовую долю серной кислоты и молярную концентрацию раствора.
197.Вычислите титр 0,25М раствора серной кислоты. Чему равна нормальность этого раствора?
198.Сколько граммов серной кислоты содержится в 2л 5н раствора? Вычислить молярную концентрацию этого раствора.
199. Сколько граммов сульфита натрия потребуется для приготовления 5л 8%-ного (по массе) раствора, плотность которого 1,075? Чему равен титр раствора?
200. Какова нормальная концентрация раствора, 800мл которого содержат 12,25г серной кислоты? Вычислить титр раствора.

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

Номер
варианта
Номера задач, относящихся к данному варианту

1
1
21
41
61
81
101
121
141
161
181

2
2
22
42
62
82
102
122
142
162
182

3
3
23
43
63
83
103
123
143
163
183

4
4
24
44
64
84
104
124
144
164
184

5
5
25
45
65
85
105
125
145
165
185

6
6
26
46
66
86
106
126
146
166
186

7
7
27
47
67
87
107
127
147
167
187

8
8
28
48
68
88
108
128
148
168
188

9
9
29
49
69
89
109
129
149
169
199

10
10
30
50
70
90
110
130
150
170
190

11
11
31
51
71
91
111
131
151
171
191

12
12
32
52
72
92
112
132
152
172
192

13
13
33
53
73
93
113
133
153
173
193

14
14
34
54
74
94
114
134
154
174
194

15
15
35
55
75
95
115
135
155
175
195

16
16
36
56
76
96
116
136
156
176
196

17
17
37
57
77
97
117
137
157
177
197

18
18
38
58
78
98
118
138
158
178
198

19
19
39
59
79
99
119
139
159
179
199

20
20
40
60
80
100
120
140
160
180
200

21
1
22
43
64
85
106
127
148
163
187

22
2
23
44
65
86
107
128
149
164
188

23
3
24
45
66
87
108
129
150
165
189

24
4
25
46
67
88
109
130
151
166
190

25
5
26
47
68
89
110
131
152
167
191

26
6
27
48
69
90
111
132
153
168
192

27
7
28
49
70
91
112
133
154
169
193

28
8
29
50
71
92
113
134
155
170
194

29
9
30
51
72
93
114
135
156
171
195

30
10
31
52
73
94
115
136
157
172
196

31
11
32
53
74
95
116
137
158
173
197

32
12
33
54
75
96
117
138
159
174
198

33
13
34
55
76
97
118
139
160
175
199

34
14
35
56
77
98
119
140
141
176
200

35
15
36
57
78
99
120
121
142
177
181

36
16
37
58
79
100
101
122
143
178
182

37
17
38
59
80
81
102
123
144
179
183

38
18
39
60
61
82
103
124
145
180
184

39
19
40
41
62
83
104
125
146
161
185

40
20
21
42
63
84
105
126
147
162
186

41
3
24
45
66
87
108
129
146
170
187

42
4
25
46
67
88
109
130
147
171
188

43
5
26
47
68
89
110
131
148
172
189

44
6
27
48
69
90
111
132
149
173
190

45
7
28
49
70
91
112
133
150
174
191

46
8
29
50
71
92
113
134
151
175
192

47
9
30
51
72
93
114
135
152
176
193

48
10
31
52
73
94
115
136
153
177
194

49
11
32
53
74
95
116
137
154
178
195

50
12
33
54
75
96
117
140
155
179
196

51
13
34
55
76
97
118
128
156
180
197

52
14
35
56
77
98
119
127
157
161
198

53
15
36
57
78
99
120
126
158
162
199

54
16
37
58
79
100
101
125
159
163
200

55
17
38
59
80
81
102
124
160
164
182

56
18
39
60
61
82
103
123
141
165
183

57
19
40
41
62
83
104
122
142
166
184

58
20
21
42
63
84
105
123
143
167
185

59
1
22
43
64
85
106
121
144
168
196

60
2
23
44
65
86
107
138
145
169
197

61
8
29
50
61
84
106
121
160
170
198

62
9
30
51
62
85
107
122
159
171
199

63
10
31
52
63
86
108
123
158
172
200

64
11
32
53
64
87
109
124
157
173
186

65
12
33
54
65
88
110
125
156
174
187

66
13
34
55
66
89
111
126
155
175
188

67
14
35
56
67
90
112
127
154
176
189

68
15
36
57
68
91
113
128
153
177
190

69
16
37
58
69
92
114
129
152
178
183

70
17
38
59
70
93
115
130
151
179
184

71
18
39
60
71
94
116
131
150
180
185

72
19
40
49
72
95
117
132
149
165
186

73
20
28
48
73
96
118
133
148
166
187

74
1
27
47
74
97
119
134
147
167
188

75
2
26
46
75
98
120
135
146
168
189

76
3
25
45
76
99
101
136
145
169
190

77
4
24
44
77
100
102
137
144
170
191

78
5
23
43
78
81
103
138
143
171
192

79
6
22
42
79
82
104
139
142
172
193

80
7
21
41
80
83
105
140
141
173
194

81
4
30
42
67
87
101
123
145
174
195

82
5
31
43
68
88
102
124
146
175
196

83
6
32
44
69
89
103
125
147
176
197

84
7
33
45
70
90
104
126
148
177
198

85
8
34
46
71
91
105
127
149
178
199

86
9
35
47
72
92
106
128
150
179
200

87
10
36
48
73
93
107
129
151
180
187

88
11
37
49
74
94
108
130
152
161
188

89
12
38
50
75
95
109
131
153
162
189

90
13
39
51
76
96
110
132
154
163
190

91
14
40
52
77
97
111
133
155
164
191

92
15
21
53
78
98
112
134
156
165
192

93
16
22
54
79
99
113
135
157
166
193

94
17
23
55
80
100
114
136
158
167
194

95
18
24
56
61
81
115
137
159
168
195

96
19
25
57
62
82
116
138
160
169
196

97
20
26
58
63
83
117
139
141
170
197

98
1
27
59
64
84
118
140
142
171
198

99
2
28
60
65
85
119
121
143
172
199

00
3
29
41
66
86
120
122
144
173
200





Приложение 1

Стандартные энтальпии образования ((Н0298), абсолютные энтропии (S0298) и энергии Гиббса образования ((G0298) некоторых веществ.

Вещество
(Н0298,
кДж/моль
S0298,
Дж/моль
·К
(G0298,
кДж/моль

Аl2О3(К)
1669,80
50,90
1580,0

ВаО(К)
558,1
70,3
528,40

ВаСО3(К)
1218,8
112,1
1138,80

ВеО(К)
610,9
14,10
581,61

ВеСО3(К)
982
67,29
944,75

В2О3(К)
1254
80,8
1193,7

В2Н6(Г)
38,5
232,0
89,6

С(АЛМАЗ)
1,83
2,36
2,83

С(ГРАФИТ)
0
5,69
0

СН4(Г)
74,85
186,19
50,79

С2Н2(Г)
226,80
200,82
209,20

С2Н4(Г)
52,26
219,45
68,10

С2Н6(Г)
84,67
229,50
32,90

С6Н6(Ж)
49,0
172,8
124,5

СН3ОН(Г)
201,17
237,7
161,88

СН3ОН(Ж)
238,6
126,80
166,1

С2Н5ОН(Ж)
277,60
160,70
174,80

Н2СО(Г)
115,90
220,1
110,0

СО(Г)
110,5
197,91
137,27

СО2(Г)
393,51
213,65
394,38

СаО(К)
635,6
38,10
604,20

Са(ОН)2(К)
986,50
76,1
896,96

СаСО3(К)
1206,87
92,8
1128,75

СаС2(К)
62,8
70,0
67,8

Сl2(Г)
0
222,95
0

Сu(К)
0
33,32
0

СuО(К)
155,2
43,52
127,2

F2(Г)
0
202,9
0

Fе(К)
0
27,2
0

FеО(К)
266,52
54
244,3

Fе2О3(К)
822,2
89,96
740,3

Fе3О4(К)
1117,1
146,4
1014,2

Н2(Г)
0
130,59
0

НF(Г)
268,6
173,52
270,7


Вещество
(Н0298,
кДж/моль
S0298,
Дж/моль
·К
(G0298,
кДж/моль

НСl(Г)
92,31
186,68
95,26

Н2О(Г)
241,83
188,72
228,59

Н2О(Ж)
285,84
69,94
237,19

Н2S(Г)
20,15
205,64
33,02

NаF(К)
573,6
51,3
543,3

(аСl(К)
411,1
72,12
384,03

(2(Г)
0
191,49
0

(Н3(Г)
46,19
192,50
16,64

(Н4Сl(К)
315,39
94,5
203,88

NН4NО3(К)
365,4
151,0
183,8

N2О(Г)
81,6
219,9
104,2

(О(Г)
90,37
210,20
86,69

(О2(Г)
33,85
240,46
51,84

N2О4(Г)
9,66
304,3
98,29

О2(Г)
0
205,03
0

Рb(К)
0
64,8


РbО(К)
219,3
66,2
189,1

РbО2(К)
276,6
74,89
219,0

РСl3(Г)
306,35
311,66
286,27

РСl5(Г)
398,94
352,71
324,63

S(РОМБ)
0
31,90
0

S(МОНОКЛ)
0,38
32,6
0,188

SО2(Г)
296,9
248,1
300,2

Sn(К)
0
51,6


SnО(К)
286,0
56,5
256,9

SnО2(К)
580,8
52,3
519,9

Тi(К)
0
30,7
0

ТiО2(К)
943,9
50,3
888,6

W
0
32,7
0

WО3(К)
842,70
75,90
763,80

Zn(К)
0
41,63
0

ZnО(К)
350,6
43,64
318,2






Приложение 2
Криоскопические (К) и эбулиоскопические (Э) постоянные некоторых растворителей

растворитель
К
Э

Вода
1,86
0,52

Бензол
5,10
2,57

Эфир

2,16


Приложение 3
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах (при 298К).

Электролит
Уравнение диссоциации
КД

Угольная кислота
Н2СО3Н++НСО3-
НСО3-Н++СО32-
4,3
·10-7
5,6
·10-11

Сернистая кислота
H2SO3H++HSO3-
HSO3-H++SO32-
1,3
·10-2
5,0
·10-6

Синильная кислота
HCNH++CN-
7,2
·10-10

Хлорноватистая кислота
HClOH++ClO-
5
·10-7

Уксусная кислота
СН3СООНН++СН3СОО-
1,8
·10-5

Гидроксид цинка
Zn(OH)2ZnOH++H+
ZnOH+Zn2++OH-
5,0
·10-5
1,5
·10-9

Гидроксид железа (II)
Fe(OH)2FeOH++OH-
FeOH+Fe2++OH-

1,3
·10-4

Гидроксид железа (III)
Fe(OH)3Fe(OH)2++OH-
Fe(OH)2+FeOH2++OH-
FeOH2+Fe3++OH-

1,82
·10-11
1,35
·10-12

Гидроксид магния
Mg(OH)2MgOH++OH-
MgOH+Mg2++OH-

2,63
·10-3

Гидроксид олова (II)
Sn(OH)2SnOH++OH-
SnOH+Sn2++OH-

1,17
·10-12

Гидроксид олова (IV)
Sn(OH)4Sn(OH)3++OH-
Sn(OH)3+Sn(OH)22++OH-
Sn(OH)2+Sn(OH)3++OH-
Sn(OH)3+Sn4++OH-



1,2
·10-15

Приложение 4
Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (при 250С).

Уравнение электродного процесса
Е0, В
Уравнение электродного процесса
E0, B

Li+ +
· = Li
-3,04
Co2+ + 2
· = Co
-0,28

Rb+ +
· = Rb
-2,93
Ni2+ + 2
· = Ni
-0,25

K+ +
· = K
-2,92
Sn2+ + 2
· = Sn
-0,14

Ca2+ + 2
· = Ca
-2,84
Pb2+ + 2
· = Pb
-0,13

Na+ +
· = Na
-2,71
Fe3+ + 3
· = Fe
-0,04

Mg2+ + 2
· = Mg
-2,38
2H+ + 2
· = H2
0

Al3+ + 3
· = Al
-1,66
Bi3+ + 3
· = Bi
0,21

Ti2+ + 2
· = Ti
-1,63
Cu2+ + 2
· = Cu
0,34

Mn2+ + 2
· = Mn
-1,18
Cu+ +
· = Cu
0,52

Cr2+ + 2
· = Cr
-0,91
Hg22+ + 2
· = 2Hg
0,79

Zn2+ + 2
· = Zn
-0,76
Ag+ +
· = Ag
0,80

Cr3+ + 3
· = Cr
-0,74
Hg2+ + 2
· = Hg
0,85

Fe2+ + 2
· = Fe
-0,44
Pt2+ + 2
· = Pt
1,19

Cd2+ + 2
· = Cd
-0,40
Au3+ + 3
· = Au
1,50











13PAGE 15


13PAGE 14915




Root Entry

Приложенные файлы

  • doc 18157075
    Размер файла: 555 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий