Химия задачи с решением

На этой странице очень подробно решены задачи по всем темам химии.

Страница подготовлена для школьников и студентов любых специальностей и охватывает полный курс предмета «химия».

Если что-то непонятно вы всегда можете написать мне в воцап и я вам помогу!

Эквиваленты и количество эквивалентов простых и сложных веществ. Закон эквивалентов. Способы выражения концентрации растворов

К оглавлению…

Задача №1

Определить, сколько эквивалентов (эквивалентных масс) заключается в одном моле (молярной массе) веществ: .

Решение:
Формула расчета эквивалентной массы: Э = М/();

= М/Э — число эквивалентных масс (эквивалентов) в молярной массе (моле).
Эквивалентов в моле вещества содержится столько, сколько эквивалентных масс содержится в молярной массе, т.е. ().

Пояснение. () рассчитывается по любой части молекулы. Например:

() — суммарная валентность двух атомов азота или пяти кислорода;

() — суммарный заряд трех ионов или двух ионов

Задача №2

Определить, какова молярная концентрация эквивалента (или нормальность) ЗМ раствора .

Решение:

Формула для расчета: .

Для () = 1*3 = 3. Следовательно, Сн = 3*3 = 9.

Пояснение. Состав данного раствора условно можно изобразить так:

В одном и том же растворе молярных эквивалентных масс в () раз больше, чем молярных, т.е. молярная концентрация эквивалента раствора в () раз больше, чем его молярная концентрация (кроме растворов типа . и т.п.).

Задача №3

Определить, какая среда — кислая, щелочная или нейтральная — получится при смешивании 8 г с 10 г .

Решение:

Формула для расчета: применительно к задаче записывается так:

Подставим числовые значения , получим: 8/40 < 10/49.

Учитывая, что

делаем вывод: среда кислая, так как для реакции взято избыточное количество эквивалентов кислоты:

Задача №4

Определить, сколько эквивалентов (эквивалентных масс) и граммов содержалось в растворе, если в результате его взаимодействия с раствором образовалось 3 моля .

Решение:

Формула для расчета (выбираем наиболее рациональное выражение закона эквивалентов) применительно к данной задаче записывается так:

Определим учитывая, что по условию задачи = 3, а молярная и эквивалентная массы связаны соотношением

Значит, 1 молярная масса содержит 2 эквивалента. Определяем, сколько эквивалентов содержат 3 моля:

1 моль — 2 эквивалента

3 моля — X эквивалентов. X = 6.

В результате реакции образовалось 6 эквивалентов . Согласно закону эквивалентов столько же должно быть эквивалентов .

Определяем массу прореагировавшей щелочи:

Задача №5

Определить, какой объем эквивалента раствора соляной кислоты концентрации 3 моль/л потребуется для получения 1 л углекислого газа из мрамора.

Решение:

Формула для расчета (при выборе наиболее рационального выражения закона эквивалентов учитываем, что продуктом реакции является газ, а исходное вещество — раствор определенной молярной (нормальной) концентрации):

где — объем газа — объем раствора

Определим объем эквивалентной массы , учитывая, что (молярная масса содержит 4 эквивалентные массы). Значит, объем эквивалентной массы: 22,4/4 = 5,6 л.

Определим объем прореагировавшего раствора соляной кислоты:

Задача №6

Определить, сколько 96%-го раствора ( = 1,84 г/мл) потребуется для приготовления 1 л раствора с концентрацией 2 моль/л ( = 2).

Решение:

Формула для расчета по приготовлению растворов:

Для использования этой формулы надо определить молярную концентрацию эквивалента (Сн) исходного раствора, т.е. осуществить переход: . Расчет ведется по алгоритму, приведенному на с.25.

где 49 — эквивалентная масса , рассчитанная по формуле

Объем концентрированного раствора серной кислоты

Возможно эта страница вам будет полезна:

Предмет химия

Строение атома

К оглавлению…

Задача №7

Квантовое число. Значения, которые оно принимает. Его физический смысл.

Решение:

Квантовые числа, как и энергия электрона, могут принимать не любые, а только определенные значения, которые различаются на единицу (табл. 5).

Таблица 5

Окончание табл. 5

Значение главного квантового числа, равного 1 (n = 1), отвечает состоянию электрона с самой низкой энергией (т.е. наибольшей устойчивости электрона в атоме). Если состояние электрона характеризуется значением n = 1, то говорят, что электрон находится на первом энергетическом уровне (электронном слое, оболочке). На этом уровне электроны связаны с ядром наиболее прочно и находятся на наименьшем среднем расстоянии от ядра. Размер орбитали минимален.

Таким образом, главное квантовое число указывает на принадлежность электрона к тому или иному энергетическому уровню. Число энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода по таблице Д.И. Менделеева, в котором находится данный элемент. Например, атом серы содержит 16 электронов (Z = 16). Эти электроны распределены по трем энергетическим уровням (атом серы находится в III периоде).

Электроны с одинаковым значением главного квантового числа могут иметь разные по форме атомные орбитали, которые определяются значением орбитальною квантового числа I.

Допустимые значения / ограничены значением квантового числа п (см. табл. 5). Например, если п — 4, то орбитальное квантовое число принимает четыре значения: 0, 1, 2, 3. Атомные орбитали (А) могут иметь четыре различные формы. Условно говоря, четвертый энергетический уровень состоит из четырех энергетических подуровней. Подуровни (и электроны, им соответствующие) обозначаются буквами

Из значений орбитального квантового числа следует, что число подуровней в энергетическом уровне равно номеру уровня. Для характеристики энергетического состояния электронов в атоме используется краткая запись: энергетические уровни, характеризующиеся главным квантовым числом, обозначаются арабской цифрой, а подуровни энергии, характеризующиеся орбитальным квантовым числом — соответствующей латинской буквой (табл. 6).

Таблица 6

В принципе для обозначения всех возможных энергетических состояний было бы достаточно главного и орбитального чисел, если бы не магнитные свойства атома и электрона.

Во внешнем магнитном поле энергия электрона зависит от расположения орбитали. Ориентация орбитали определяется значением магнитного квантового числа , которое зависит от l. Например, при l = 1 может принимать значения -1,0, или 1. Это значит, что р-орбитали, имеющие форму гантелей, имеют три разные ориентации. Условно говорят, что p-подуровень имеет три энергетические ячейки. Схематично каждый энергетический подуровень можно изобразить прямоугольником, разделенным на ячейки. Общее количество энергетических ячеек равно числу возможных значений магнитного квантового числа и отвечает формуле 2 l + 1.

Четвертое квантовое число — спиновое, тл. Оно связано с вращательным движением электрона вокруг собственной оси. Вращение возможно как по часовой, так и против часовой стрелки. Поэтому спиновое квантовое число имеет только два значения. Графически это представляют в виде стрелок, направленных во взаимно противоположные стороны: . Электроны с одинаковым направлением спина называются параллельными, с противоположным направлением — антипараллельными.

Принцип Паули

К оглавлению…

Задача №8

Принцип Паули.

Решение:

Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Этот принцип позволяет определить емкость атомной ячейки, энергетического подуровня и уровня в целом. Согласно принципу Паули, на одной атомной орбитали может быть не более двух электронов, и то при условии, что они антипараллельны. Нахождение на атомной орбитали третьего электрона означало бы, что у двух из них все четыре квантовых числа одинаковы. Емкость энергетических подуровней и уровней определим с помощью табл. 5. Первый энергетический уровень имеет один подуровень 1s и состоит из одной атомной орбитали, на которой с учетом принципа Паули могут разместиться два электрона, записывается: . Второй имеет два подуровня 2 sp из одной s-орбитали и трех р-орбиталей, на которых могут разместится два и шесть электронов. Общую емкость второго энергетического уровня — восемь электронов -можно изобразить так: . Графически его можно представить так:

Третий энергетический уровень имеет три подуровня: 3 spd. Общая емкость третьего уровня — 18 электронов. Его изображение: .

Четвертый энергетический уровень имеет четыре подуровня: 4 spdf Общая емкость четвертого уровня — 32 электрона. Изображение: .

Возможно эта страница вам будет полезна:

Примеры решения задач по химии

Принцип наименьшей энергии

К оглавлению…

Задача №9

Принцип наименьшей энергии.

Решение:

Принцип наименьшей энергии: электрон при формировании электронной оболочки атома стремится занять орбиталь с наименьшей энергией, т.е. ту орбиталь, которая расположена «ближе» к ядру. Находясь на такой орбитали, электрон будет прочнее связан с ядром. Реальный порядок заполнения орбиталей в атомах имеет следующий вид:

Этот порядок может быть выведен на основе двух правил Клечковского:

  1. При увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы (n+1) к орбиталям с большим значением этой суммы.
  2. При одинаковых значениях этой суммы в первую очередь происходит заполнение орбиталей с меньшим значением п. Исключения из правил: заполнение 5d-орбиталей начинается раньше, чем 4f (атом лантана), и 6d-орбиталей раньше, чем 5 f (атом актиния).

Правило Гунда

К оглавлению…

Задача №10

Правило Гунда

Решение:

Правило Гунда: электроны в пределах подуровня стремятся занять свободные орбитали. Когда все орбитали данного подуровня окажутся занятыми, происходит спаривание электронов в каждой орбитали. Последовательность заполнения электронами трех орбиталей p-подуровня.

Составить электронные формулы атомов

К оглавлению…

Задача №11

Составить электронные формулы атомов.

Решение:

При составлении электронных формул атомов и заполнении энергетических уровней и подуровней атомов следует обратить внимание на следующие особенности:

  1. Начало каждого периода совпадает с началом нового энергетического уровня.
  2. У атомов I и II главных подгрупп формируется внешний энергетический подуровень . Это первые 2 элемента в периоде (s-элементы).
  3. У атомов III и VIII главных подгрупп заполняется внешний энергетический подуровень . Это последние шесть элементов в каждом периоде (р-элементы).
  4. Формирование s— и р-подуровней происходит в соответствии с номером периода: например, в III периоде заполняются 3s— и Зр-подуровни.
  5. У атомов побочных подгрупп происходит заполнение предвнешних -подуровней. Они имеются только в больших периодах и располагаются по 10 элементов между s— и p-элементами. Следовательно, 3d-подуровень впервые формируется у атомов IV периода, а 6d в VII периоде.
  6. Для атомов лантаноидов и актиноидов характерно заполнение глубинных -подуровней. Следовательно, 4f-подуровень впервые формируется у атомов VI периода, а 5 f — у атомов VII.

Задача №12

Используя рациональный способ построения электронных формул, напишите электронную формулу для атома технеция (Z = 43).

Решение:

Электронную формулу можно составить, перемещаясь по периодической системе сразу на целые периоды и записывая заполнение энергетических подуровней, происходящее в каждом периоде:

Итого:

Полная сумма чисел, указываемых над обозначениями орбиталей, должна совпадать с атомным номером элемента, который для технеция равен 43.

Наиболее рационален способ построения электронных формул по «координатам» периодической системы [20]. Положение элемента в периодической системе определяется «координатами», которые имеют определенный физический смысл, связанный со строением атома:

«Координаты» (2-4) определяют особенности электронной структура атома, то есть «концовку» его электронной формулы:

Задача №13

Написать порядок определения валентности элементов главных подгрупп.

Решение:

1. Записывается электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атома:

2. Распределяются электроны внешнего энергетического уровня по орбиталям в соответствии с правилом Гунда:

3. Определяются валентность элемента в стационарном состоянии по количеству неспаренных электронов в орбиталях:

4. Определяется наличие вакантных орбиталей на внешнем энергетическом уровне: На втором энергетическом уровне имеется два подуровня. Свободных орбиталей нет. На третьем энергетическом уровне — три подуровня, есть свободные d-орбитали.

5. Изображается переход электронов на вакантные орбитали:

6. Определяется валентность элемента в возбужденном состоянии:

Повышение валентности атома кислорода за счет . возбуждения невозможно. По этой причине кислород имеет постоянную валентность, равную 2. Атом серы при возбуждении проявляет валентность 4, 6.

Примечания.

  1. Переменные валентности элементов главных подгрупп — отличаются на две единицы.
  2. Валентности элементов четных подгрупп выражаются четными числами.
  3. Валентности элементов нечетных подгрупп выражаются нечетными числами.
  4. Элементы второго периода не проявляют высоких значений валентности, которые известны для их аналогов в периодической системе.
  5. Высшая валентность элементов третьего и последующих периодов в главных подгруппах равна номеру группы.

Задача №14

Написать порядок определения валентности элементов побочных подгрупп.

Решение:

1. Записывается «концовка» электронной формулы

2. Распределяются электроны по орбиталям:

3. Определяется валентность элемента в стационарном состоянии. При этом следует учитывать, что большинство d-элементов в этом состоянии не склонно проявлять валентность, так как на внешнем уровне нет неспаренных электронов:

Сравните для атома серебра:

4. Определяется минимальная валентность атома при возбуждении. Она, как правило, равняется двум за счет разъединения s-электронов и перехода их на свободный р-подуровень:

5. Определяется наличие вакантных орбиталей на предвнешнем уровне: . На третьем энергетическом уровне — три подуровня. Свободных орбиталей нет.

На пятом энергетическом уровне — пять подуровней. Есть свободные f-орбитали.

6. Изображается переход электронов на вакантные орбитали:

7. Определяется максимальная валентность атома в возбужденном состоянии:

8. Выписываются все возможные валентности от минимальной до максимальной. Следует иметь в виду, что у d-орбиталей валентности отличаются на единицу:

Следует отметить, что спиновая теория валентности носит лишь приближенный характер (особенно по отношению к d-элементам).

Задача №15

Написать электронные формулы атома азота и ионов ; дать их окислительно-восстановительную характеристику.

Решение:

Электронная формула азота: . Атом азота может принять три электрона на р-подуровень и отдать пять электронов с внешнего энергетического уровня. Следовательно, для него характерны как окислительные, так и восстановительные свойства. Ионизация атома азота идет следующим образом:

Электронные формулы ионов:

Ион — абсолютный восстановитель, так как способен только к отдаче электронов со второго энергетического уровня. Ион — абсолютный окислитель, так как способен только принимать электроны в свободные орбитали второго энергетического уровня. Ион может быть как восстановителем, так и окислителем.

Вывод.

Атом элемента в высшей степени окисления () — окислитель, а в низшей степени окисления () — восстановитель. Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Задача №16

Определить свойства элемента с порядковым номером 105.

Решение:

Для определения свойства элемента достаточно знать «концовку» его электронной формулы:

формируется d-подуровень

количество электронов внеш, уровня

количество валентных электронов

Нильсборий — элемент d-семейства. Это металл, так как имеет малое число электронов на внешнем энергетическом уровне. В стационарном состоянии не склонен к проявлению валентности, так как на внешнем энергетическом уровне имеет только спаренные электроны:

При возбуждении может быть двухвалентным:

Максимальная валентность равна пяти:

Набор возможных валентностей: 2, 3, 4, 5. Ns — восстановитель. Его возможные окислительные числа (О.Ч.): +2, +3, +4, +5.
Формы и свойства соединений, образуемых данным элементом, определяет окислительное число его атомов. Например, возможные формулы оксидов данного элемента:

Известно, что, проявляя высшее значение О.Ч., равное номеру группы, элементы главной и побочной подгрупп образуют соединения, близкие по своим свойствам. Для Ns высшее значение О.Ч. равно +5. Этому значению О.Ч. соответствуют оксид и гидроксид , аналогичные по форме и свойствам оксиду и гидроксиду элемента фосфора . Причина такого сходства — аналогичное строение электронных оболочек ионов:

Примечание. Количество (число) электронов на внешнем энергетическом уровне иона называют типом иона. У ионов тип иона восьмиэлектронный (). Тип иона влияет на свойства соединений и учитывается в теории поляризации ионов.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Решение задач по аналитической химии

Периодическая система элементов

К оглавлению…

Периодический закон, открытый в 1869 году Д.И. Менделеевым, положил начало новой эпохе в химии. Этот этап развития химии является важнейшим после открытия атомно-молекулярной теории.

Периодическая система состоит из 12 горизонтальных и 8 вертикальных рядов. Горизонтальные ряды называются периодами, а вертикальные — группами.

1-й ряд состоит из двух элементов. 2-й и 3-й ряды — из восьми; они начинаются щелочным металлом и заканчиваются инертным газом. Первые три периода называются малыми, остальные — большими.

Элементы по сходству и различию разделены на главные и побочные подгруппы. Это происходит оттого, что элемент имеет большое сходство с другим элементом, стоящим не рядом, а через клетку. Например: хлор имеет большое сходство с бромом, но отделен марганцем; селен похож на теллур, но он отделен молибденом; калий имеет сходные свойства с рубидием, но через медь. Чтобы отметить такое различие между рядами, элементы четных рядов в больших периодах сдвинуты влево, а элементы нечетных рядов — вправо. Таким образом, начиная с IV периода каждую группу можно разделить на две подгруппы: главную и побочную.

Главная подгруппа составлена из элементов, состоящих из четных и нечетных рядов . Побочная подгруппа —

Принцип расположения элементов по возрастанию заряда ядер атомов служил руководством для Д.И. Менделеева при построении периодической системы. Однако в периодической системе имеются отклонения от этого принципа. Так, аргон стоит впереди калия, хотя его масса больше, чем масса ядра калия. Кобальт находится впереди никеля, теллур — впереди йода. Д.И. Менделеев здесь отступил от основного принципа закона и руководствовался всей совокупностью индивидуальных свойств. Впоследствии это подтвердилось и соответствует строению атома. Безупречность периодической системы доказана экспериментально на основе закона Мозли.

В 1920 г. английский ученый Д. Чедвик экспериментально установил, что порядковый номер элемента численно равен положительному заряду ядра атома этого элемента, т.е. числу протонов в ядре.

Химическим элементом называют определенный вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра — одинаковое число протонов в ядре.

Современная формулировка периодического закона гласит: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Номер группы указывает на высшую валентность элемента и выявляет тем самым максимальное число электронов атома того или иного элемента, которое может участвовать в образовании химической связи.

Номер периода оказался связанным с числом энергетических уровней, имеющихся в электронной оболочке атома элемента данного периода.

Итак, горизонтальные ряды таблицы названы периодами, а вертикальные ряды — группами. В периодах свойства элементов изменяются последовательно. При этом элементы, имеющие одинаковую высшую валентность, попадают в один вертикальный ряд, который составляет одну группу.

Задача №17

Определить, у какого из элементов IV периода -марганца или брома — сильнее выражены металлические свойства.

Решение:

Электронные формулы

Марганец — d-элемент VII В-группы, а бром — p-элемент VII A-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца 2 электрона, у атома брома — 7.

Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не обладают отрицательными ионами. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а следовательно, приобретают отрицательно заряженные ионы. Поэтому марганец, как и другие металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома характерны окислительные свойства. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р— и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, металлические свойства у марганца выражены сильнее, чем у брома.

Химическая связь и строение (геометрия) молекул

К оглавлению…

Задача №18

Определить тип иона у катионов (, ).

Решение:

  1. Необходимо записать электронные формулы элементов.
  2. С внешней электронной оболочки атома необходимо убрать такое число электронов, которое бы соответствовало заряду катиона.
  3. Подсчитать число электронов, оставшееся на внешней оболочке катиона, и определить тип иона (табл.7).

Таблица 7

Определите тип иона у аниона (табл.8).

Таблица 8

Окончание табл. 8

Из табл. 8 видно, что повторяется вся последовательность решения предыдущего примера. Однако в данном случае необходимо прибавить такое число электронов, которое бы соответствовало заряду аниона.

Выводы.

  1. Тип иона у всех простых анионов .
  2. В общем случае тип иона соответствует числу электронов на внешней оболочке анионов и катионов. Исключение составляют ионы типа (18 + n).

Задача №19

Объяснить изменение окраски в ряду следующих соединений: a) (белый), (желтый); б) (белый), (черный).

Решение:

Первоначально рассмотрим изменение окраски в ряду галогенидов серебра. Соединения содержат в своем составе один и тот же катион — , а потому изменение окраски связано только с деформируемостью анионов хлора и йода. Для доказательства детально обсудим свойства анионов (заряд, радиус, тип иона) — см. табл. 9.

Вывод. Два свойства анионов хлора и йода (заряд и тип иона) одинаковы, наблюдается лишь увеличение радиуса при переходе от хлора к йоду. Увеличение же радиуса аниона приводит к увеличению его деформируемости и соответственно — поляризации ионов, что приводит к уменьшению степени ионности связи в молекуле , отчего соединение приобретает окраску.

Таблица 9

Итак, йодиды в соединениях q одинаковыми катионами должны быть чаще окрашены, чем соответствующие хлориды, сходная закономерность характерна для перехода по ряду оксиды — сульфиды: сульфиды окрашены, как правило, интенсивнее, чем соответствующие оксиды (табл. 10).

Таблица 10

Вывод. Увеличение прежде всего отрицательного заряда аниона в ряду — способствует увеличению деформируемости , уменьшению степени ионности связи в ряду и появлению черной окраски у . Аналогичным образом можно объяснить, почему гидроксиды металлов (производные имеют менее глубокое окрашивание, чем соответствующие оксиды (это связано с меньшей деформируемостью по сравнению с ).

Задача №20

Объяснить изменение окраски в ряду следующих оксидов: (белый), (оранжевый), (красный), (темно-зеленый).

Решение:

Указанные оксиды отличаются лишь природой условного катиона, следовательно, изменение окраски связано с изменением их поляризующего действия на . Сопоставим свойства и поляризующее действие соответствующих катионов (табл. 11).

Таблица 11

Вывод. В ряду оксидов наблюдается изменение двух свойств соответствующих катионов (заряда, радиуса), а увеличение заряда и уменьшение радиуса способствует увеличению поляризующего действия катиона и аниона, увеличению деформации последнего, что приводит к уменьшению степени ионности связи в оксидах и соответственно — к усилению интенсивности их окраски.

Задача №21

Объяснить изменение окраски соединений в ряду следующих сульфидов: (белый), (желтый), (черный).

Решение:

Формулы соединений показывают, что изменение окраски связано с изменением поляризующего действия катионов. Свойства и поляризующее действие катионов данных сульфидов представлены в табл. 12.

Вывод. В ряду сульфидов наблюдается увеличение радиуса у 18 электронных катионов, имеющих одинаковый заряд, что способствует увеличению их деформируемости и соответственно — увеличению их суммарного поляризующего действия. Следовательно, поляризующее действие наиболее велико у , имеющего наибольший радиус (при прочих равных условиях), степень ионности химической связи в соответственно меньше, чем у других сульфидов, а потому имеет наиболее интенсивную черную окраску.

Таблица 12

Задача №22

Определить закономерности изменения силы кислот и оснований по периоду и по группе.

Решение:

Изменение кислотно-основных свойств гидроксидов по периоду рассмотрим на примере элементов III периода системы Д.И. Менделеева: с этой целью разделим элементы периода на металлы и неметаллы; отметим основные свойства ионов элементов (заряд, равный номеру группы, сравнительный радиус, тип иона); уменьшение или увеличение поляризующего действия соответственно увеличение или уменьшение степени ионности связи, согласуя все это с характеристикой силы оснований и кислот по периоду:

Вывод. Степень ионности химической связи и кислотно-основные свойства гидроксидов элементов одного и того же периода зависят от двух свойств ионов: заряда и радиуса. Изменение кислотно-основных свойств гидроксидов по подгруппе на примере элементов II A-группы (основные свойства) и некоторых элементов VI A-группы (кислотные свойства) показано в табл.13, 14.

Таблица 13

Таблица 14

Вывод. Степень ионности химической связи и кислотно-основные свойства гидроксидов элементов в подгруппе периодической системы зависят от радиусов ионов.

Задача №23

Что такое гибридизация валентных орбиталей и каково строение молекулы типа ?

Решение:

Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не только «чистых» атомных орбиталей (АО), но и «смешанных», так называемых гибридных АО. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются, и образуются орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Ответ на поставленный вопрос отражен в табл. 15.

Таблица 15

Задача №24

Определить тип связей в , .

Решение:

Для определения типа связи необходимо:

  1. Выписать (из таблицы в приложении) и сопоставить значения относительной электроотрицательности (ОЭО) для атомов, входящих в состав соединений, на основе сопоставления вычислить для них.
  2. Сделать на основании вычисленного и состава соединения вывод о типе связи в данном соединении:

а) для совокупности атомов , следовательно, связь между данными атомами ковалентно-неполярная;

б) для совокупности атомов , но к ионному соединению следует отнести лишь , так как известно, что лишь галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов образуют ионные соединения. Образование же таких многозарядных катионов, как , и анионов, как , энергетически невыгодно, а потому — ковалентно-полярные соединения.

Вследствие волновых свойств электронов чистых типов связей нет. Поэтому по разности в электроотрицательности атомов (соединяющих молекулу) чаще всего судят о степени ионности химической связи. Согласно Полингу, чем больше разница в электроотрицательности атомов (входящих в состав молекулы), тем больше степень ионности химической связи.

Задача №25

Найти геометрию молекул .

Решение:

Для определения геометрии ковалентных молекул необходимо:

  1. Выписать концовки электронных формул атомов, входящих в состав молекул.
  2. Распределить электроны многовалентного атома по атомным орбиталям согласно правилу Гунда и проявляемой им валентности в данном соединении и определить форму взаимодействующих электронных облаков атома.
  3. Найти ориентацию взаимодействующих электронных облаков многовалентного атома и распределение химических связей в пространстве, т.е. геометрию молекулы.

В состав молекулы входят атомы водорода и селена, концовки их электронных формул будут: .
Распределим электроны Se по атомным орбиталям:

Так как Se в двухвалентен, то, следовательно, валентными будут лишь два р-электрона на 4 р-подуровне.

Согласно квантовой механике два р-облака одного и того же атома (в данном случае селена) будут ориентированы в пространстве под углом 90°. Следовательно, s-облака двух атомов водорода будут перекрываться двумя р-облаками по схеме:

Угол между двумя химическими связями будет равен 90°, и поэтому молекула имеет угловую геометрическую конфигурацию.

Нетрудно сделать вывод, что если многовалентный атом молекулы трехвалентен и в образовании связи участвуют 3 р-облака, то они также будут ориентированы под углом 90° относительно друг друга, и молекула будет иметь в этом случае пирамидальную конфигурацию, как у :

Примечание. Возможно отклонение ориентации нескольких р-облаков от угла 90°. Так, угол между двумя связями О-Н в молекуле воды равен 104°28’. Отклонение от угла 90° объясняется полярностью связи О-Н, в результате чего у атома водорода появляется положительный заряд; отталкивание этих зарядов увеличивает угол между связями.

Вывод. Если в образовании химической связи участвуют несколько одинаковых электронных облаков одного и того же атома, то геометрическая конфигурация молекул асимметрична (угловые, пирамидальные молекулы).

Молекула в состав этой молекулы входят атомы хлора и бериллия, и концовки их электронных формул выглядят:

Распределим электроны бериллия по АО 2-го энергетического уровня с учетом его валентности в :

Валентными электронами у бериллия будут s— и р-электроны. Но известно? что во всех случаях, когда в образовании химических -связей у данного атома участвуют электроны разных’-подуровней, наблюдается гибридизация, или смешение электронных облаков. Гибридизация одного s— и одного р-электронных облаков приводит к образованию двух гибридных облаков — . Это sp-гибридизация.

Схема гибридизации электронных облаков Be:

Относительно друг друга гибридные облака всегда ориентируются симметрично. В данном случае симметричность достигается, если между двумя g-облаками будет угол 180°. Две химические связи, образованные путем перекрытия двух р-облаков двух атомов хлора, двух g-облаков атома бериллия, расположены по прямой и противоположно направлены. Поэтому молекулы с этим видом гибридизации линейны:

Нетрудно представить, что если у атома в результате — или -гибридизации участвуют соответственно — облака, то их симметричное распределение в пространстве достигается, если в первом случае угол между ними будет 120°, а во втором — 109°28’ (треугольная и тетраэдрическая молекулы).

Вывод. Участие гибридных облаков в химической связи приводит к возникновению молекул с симметричной геометрической конфигурацией (линейная, треугольная, тетраэдрическая и т.д.).

Возможно эта страница вам будет полезна:

Примеры решения задач по аналитической химии

Задача №26

Определить тип ковалентных молекул.

Решение:

Различают два типа ковалентных молекул: неполярные (дипольный момент молекулы равен 0), полярные молекулы (дипольный момент > 0). Но дипольный момент молекулы только для двухатомной молекулы совпадает по значению и направлению с . В общем случае дипольный момент молекулы () есть геометрическая сумма дипольных моментов всех связей. Следовательно, для того чтобы определить дипольный момент молекулы, необходимо знать: а) полярность химических связей (т.е. связей равен нулю или больше нуля); б) геометрическую конфигурацию молекул. Здесь можно встретиться со следующим: если дипольный момент связей равен нулю, то молекула в целом неполярная ( равен нулю); если больше нуля, то тип молекулы будет определяться всецело геометрической конфигурацией молекулы. Если геометрия молекулы асимметрична, то дипольные моменты связей складываются по правилу параллелограмма и дипольный момент молекулы больше нуля, т.е. молекула полярна.

Если геометрическая конфигурация симметрична, То дипольный момент молекулы равен 0, т.е. молекула неполярная.

Определим тип молекулы . Для этого:

1. Определяем полярность связи H-Se-H на основе электроотрицательности Н и Se. Так как , то связь полярна.

2. Определяем геометрическую конфигурацию молекулы . Делаем вывод: — молекула угловая, т.е. асимметрична.

3. Складываем дипольные моменты связей по правилу параллелограмма и находим дипольный момент молекулы :

Дипольный момент молекулы в данном случае больше О, следовательно, молекула полярна.

Определим тип молекулы . Для этого:

  1. Определяем полярность связи на основе электроотрицательности. Так как , то связь полярна.
  2. Определяем геометрическую конфигурацию . Делаем вывод: молекула линейна (симметрична).
  3. Складываем дипольные моменты связей :

но геометрическая сумма двух равных векторов, имеющих различное направление, равна 0, т.е. дипольный момент молекулы равен 0, а молекула неполярна.

Задача №27

Описать строение двухатомных гомоядерных молекул элементов И периода на основе молекулярных орбиталей (МО).

Решение:

В методе молекулярных орбиталей состояние молекулы описывается как совокупность электронных МО. При этом число МО равно сумме АО; МО, возникающей от сложения АО, соответствует более низкая энергия, чем исходным орбиталям. Такая МО имеет повышенную электронную плотность в пространстве между ядрами, способствует образованию химической связи и называется связывающей. МО, образовавшейся от вычитания атомных орбиталей, соответствует более высокая энергия, чем АО. Электронная плотность в этом случае сконцентрирована за ядрами атомов, а между ними равна 0. Подобные МО энергетически менее выгодны, чем исходные АО, они приводят к ослаблению химической связи и называются разрыхляющими. Электроны, занимающие связывающие и разрыхляющие орбитали, называют соответственно связывающими и разрыхляющими электронами. Заполнение молекулярных орбиталей происходит при соблюдении принципа Паули и правила Гунда по мере увеличения их энергии в такой последовательности:

При образовании молекулярных орбиталей из атомных для двухатомных гомоядерных (одного и того же элемента) молекул элемента II периода число связывающих и разрыхляющих электронов зависит от их числа в атомах исходных элементов (рис.1):

Рис. 1. Энергетическая схема образования молекулярных орбиталей из атомных для гомоядерных молекул 11 периода

Следует отметить, что при образовании молекул энергия связывающей сигма -орбитали больше энергии связывающих -орбиталей, тогда как в молекулах кислорода и фтора, наоборот, энергия связывающих — и .-орбиталей больше энергии связывающей ст2рг-орбитали. Это нужно учитывать при изображении энергетических схем соответствующих молекул.

Порядок связи в молекуле определяется разностью чисел связывающих и разрыхляющих орбиталей, деленной на два. Порядок связи может быть равен 0 (молекула не существует), целому или дробному положительному числу.

Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО составляются формулы молекул, отражающие их электронную конфигурацию. По аналогии с атомными s-, p-,d-, f-орбиталями МО обозначаются греческими буквами . Так, электронная конфигурация молекул кислорода описывается следующим образом:

Буквами КК показано, что четыре 15-электрона (два связывающих и два разрыхляющих) практически не оказывают влияния на химическую связь.

Основы химической термодинамики

К оглавлению…

Химическая термодинамика — наука, изучающая переходы энергии из одной формы в другую при химических реакциях и устанавливающая направление и пределы их самопроизвольного протекания в заданных условиях.

Итак, наука о взаимных превращениях различных видов энергии называется термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

Тенденция к беспорядку характеризует величину, которую называют энтропией (S). Энтропия S и энтальпия Н являются свойством вещества: энтропия 5 отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы.

Движущаяся сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению Н и стремления к беспорядку TS. При постоянном значении давления Р и абсолютной температуре Т общую движущую силу обозначают

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом, или энергией Гиббса. Общую движущую силу процесса G можно найти из соотношения:

Мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса , зависящая от природы вещества, его количества и температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния поэтому может принимать три значения: . Если процесс самопроизвольно проходить не может. Если же то процесс проходит самопроизвольно слева направо. При значении система находится в равновесии.

Использование изобарных потенциалов в общей химии

К оглавлению…

Используя значения изобарных потенциалов, можно:

  1. Определить возможность или направление реакций в любых условиях (в частном случае коррозионную устойчивость металлов в различных агрессивных средах).
  2. Установить влияние температуры на направление химического процесса.
  3. Сопоставить химические свойства элементов, простых и сложных веществ.
  4. Вычислить константу равновесия при различных температурах и определить оптимальные физико-химические условия образования химических веществ.
  5. Находить стандартную ЭДС — Е° и теоретический (термодинамический) КПД любого химического источника тока (гальванического элемента, топливного элемента, аккумулятора), в котором в качестве электролита могут быть использованы водные и неводные растворы электролитов и так называемые твердые электролиты.
  6. Рассчитать теоретический потенциал разложения и КПД для низко- и высокотемпературных реакций, протекающих в электролизере.

Задача №28

Доказать, возможна ли химическая коррозия алюминия в атмосфере сухого воздуха при температуре 25°C по реакции:

Решение:

Так как для алюминия и кислорода равны 0, то Полученная величина меньше 0, поэтому окисление алюминия возможно не только в стандартных условиях (в чистом кислороде, парциальное давление которого равно 1 атм.), но и в нестандартных условиях (в воздухе, в газовой смеси, с незначительным содержанием кислорода).

Повышенную коррозионную устойчивость алюминия придает прочный защитный слой из (оксидная изоляция). Этой особенностью алюминия объясняется большая популярность алюминия в энергетике (в настоящее время длина алюминиевых проводов на линии высоковольтных передач во всем мире превышает км); в электротехнике (половина всех кабелей с резиновой, полиэтиленовой, поливинилхлоридной изоляцией выпускается с алюминиевыми токопроводящими жилами).

Задача №29

Возможна ли реакция фиксации азота водой:

если ?

Решение:

имеет положительное значение, поэтому реакция невозможна при любых условиях. (Для смещения равновесия в этом случае потребовалось бы давление порядка атм., что практически недостижимо.)

Влияние температуры на направление химического процесса

Задача №30

Восстановление водородом идет по уравнению:

Определить, возможна ли эта реакция в стандартных условиях, если изменение энтропии = 0,1387 кДж/(моль-К)? При какой температуре начинается восстановление ?

Решение:

Так как то реакция в стандартных условиях невозможна. Более того, в этих условиях идет обратный процесс окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой

Вывод. Следовательно, восстановление начнется при

Возможно эта страница вам будет полезна:

Решение задач по неорганической химии

Использование изобарного потенциала для характеристики химических свойств элементов, простых и сложных веществ

К оглавлению…

Задача №31

Вычислить изменение по значениям стандартных потенциалов образования реагирующих веществ для процессов:

1) решить вопрос о термодинамической устойчивости смесей веществ:

2) сделать заключение о возможности контакта указанных веществ при создании резистивных пленок.

Решение:

Учитывая, что всех простых веществ равно О, находим:

прод.реакиии — исх.веществ и по знаку и числовому значению делаем вывод о возможном направлении реакций при стандартной температуре в стандартных условиях:

Выводы.

  1. Первая реакция возможна. Следовательно, комбинация указанных веществ термодинамически неустойчива, поэтому при напылении алюминия на оксид олова (для осуществления электрического контакта в резистентной пленке) образуется изолирующий слой оксида алюминия, который прерывает пленку.
  2. Вторая реакция невозможна, т.е. комбинации термодинамически устойчивы. Так как никель не реагирует с оксидом олова, а также с алюминием, то можно создать резистор на основе оксида олова и алюминия путем ввода Ni в качестве промежуточного слоя, что обеспечивает надежный контакт.

Таким образом, вопрос совместимости металлических резистивных и диэлектрических материалов, используемых в создании микроэлектронных и особенно пленочных схем, требует тщательного изучения.

Задача №32

(карбид кремния) — карборунд интересен как полупроводник и как термически устойчивое твердое вещество (абразив). Находит широкое применение в технике:

  1. Из изготовляют нелинейные сопротивления (варисторы), т.е. приборы, значение омического сопротивления которых зависит от приложения к ним напряженности электрического поля.
  2. Диоды и транзисторы, работающие при высокой температуре.
  3. Входит в состав силита (смесь кремния и глицерина), используется как нагревательный элемент в электропечах, работающих при температуре выше 1000 °C, из вместе с В4С конструируют высокотемпературную термопару. получают нагреванием до 2000 °C в электропечах. Студентам электроэнергетического профиля надо знать, как определяют оптимальные физико-химические условия получения в электропечах по реакции:

Решение:

1. Выпишем для всех участников реакции:

2. Подсчитаем

3. Подсчитаем

Выводы. Так как то данный процесс обратим, невозможен при низкой температуре. Указанный вывод можно подтвердить путем расчета и

реакция при низких температурах невозможна.

4. Прежде чем вычислить , определим температуру начала реакции, когда . = 0 по уравнению:

реакция протекает слева направо лишь при температуре выше 1783 К.

5. Подсчитаем . при любой температуре выше 1783 К, например, при Т — 273 К:

реакция невозможна.

6. Определим глубину протекания прямого процесса при Т = 2273 К, т.е. определим по формуле:

Вывод. Кр = 4. Это свидетельствует о резком смещении равновесия в сторону прямого процесса при данных температурных условиях.

7. Следует отметить, что для определения оптимальных температур процесса необходимо проводить расчет для ряда температур выше 1783 К. Причем, если расчет покажет, что дальнейшее повышение температуры мало меняет , то целесообразно остановить свой выбор на меньшем значении абсолютной температуры: Т > 1783 К.

Задача №33

Найти стандартную ЭДС (Е°) и КПД для кислородно-водородного топливного элемента.

Решение:

1. Запишем анодные и катодные процессы и суммарную окислительно-восстановительную реакцию, т.е. токообразующую реакцию топливного элемента:

2. Выпишем из табл. 16, 17 значения соответственно: -273 кДж/моль; -286 кДж/моль.

Определим Е (стандартную ЭДС) на основании соотношения где число электронов, отдаваемых восстановителем или получаемых окислителем при образовании 1 моль воды (ж).

Обратим внимание на число Фарадея, вспомнив, что 1Дж равен 1 Кл-1 В, а следовательно, 1 Кл = Дж/В,

4. На основании второго закона термодинамики, который математически можно записать в виде формулы:

, где — связанная энергия и не может быть превращена в работу’ (в данном случае электрическую), определим, какая часть теплоты реакции превращается в максимально полезную работу-, или найдем теоретический (термодинамический) КПД топливного элемента, %:

Задача №34

Опытным путем было определено напряжение на клеммах при электролизе воды в электролизере с ртутным катодом . Найти теоретический потенциал разложения воды и КПД электролизера с ртутным катодом.

Решение:

1. На основании катодных и анодных процессов запишем суммарную реакцию электролиза воды:

Итог:

2. Обратим внимание на то, что суммарная реакция электролиза представляет собой реакцию разложения воды (ж) на соответствующие простые вещества, т.е.

3. Вычислим теоретический потенциал разложения воды на основании соотношения:

4. Определим КПД электролизера :

Задача №35

Определите устойчивость соединений:

Вывод. Известно положение, что чем меньше алгебраическая величина образования, тем устойчивее соединение. В этом примере среди гидридов самое устойчивое соединение — вода, а неустойчивое — Следовательно, устойчивость гидридов по подгруппе сверху вниз падает.

Таблица 16

Стандартные теплоты (энтальпии) образования некоторых веществ

Таблица 17

Стандартная энергия Гиббса образования некоторых веществ

Таблица 18

Стандартные абсолютные энтропии некоторых веществ

  1. Скорость химических реакций и химическое равновесие. Катализ

Раздел химии, изучающий скорости химических процессов, называется химической кинетикой. Основной величиной химической кинетики является скорость химической реакции. Химические реакции протекают с различной скоростью: со взрывом и медленно. Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема. Скорость химической реакции выражается изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Количественная зависимость между скоростью реакции и концентрациями реагирующих веществ выражается законом действия масс. Это важное положение установлено в 1867 году норвежскими учеными Гулдбергом и Вааге.

Концентрацию в данных условиях выражают количеством в молях вещества в 1 л.

Скорость химической реакции зависит от ряда факторов. Важнейшими факторами, влияющими на скорость реакции, являются температура, давление, концентрация, катализатор и природа реагирующих веществ.

Критерием осуществления реакций является выполнение условия

Задача №36

Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 80 °C, если температурный коэффициент равен 2?

Решение:

По формуле находим, что

Следовательно, скорость реакции увеличивается в 64 раза.

Задача №37

Как изменится скорость реакции

если уменьшить объем газовой смеси в 5 раз?

Решение:

Пусть концентрации до изменения объема равнялись: . Тогда скорость реакции

При уменьшении объема в 5 раз концентрации веществ увеличились в 5 раз и поэтому составили: . В этом случае Сопоставляя видим, что скорость реакции увеличилась в 125 раз.

Задача №38

При состоянии равновесия системы

концентрация оксида азота оказалась равной 0,056; кислорода -0,028; диоксида азота — 0,044 моль/л. Вычислить исходные концентрации .

Решение:

В первоначальный момент концентрация двуокиси азота равна 0. Каждый моль образуется из одного моля и 0,5 моля кислорода. Тогда для образования 0,044 моль/л в соответствии с уравнением реакции израсходовано 0,044; кислорода — 0,044/2 = 0,022 моль/л. Исходные концентрации оксида азота и кислорода:

Задача №39

Исходная молярная концентрация йода равна 1 моль/л, водорода — 2 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ при температуре 500 °C, если константа химического равновесия реакции при этой температуре равна 50.

Решение:

Обозначим количество водорода, прореагировавшего к моменту наступления равновесия на каждый литр смеси, через х. Из уравнения реакции видно, что должно было одновременно прореагировать х йода, тогда количество образовавшегося будет равно 2х.

Решая уравнение, получим: x = 0,93.

Равновесные концентрации:

Задача №40

Как отразится повышение давления на следующем равновесии: ?

Решение:

Повышение давления вызовет смещение равновесия влево, т.е. в сторону процесса, идущего с уменьшением количества реагирующего вещества. Уменьшение давления влечет смещение равновесия в обратном направлении.

Физико-химические свойства растворов

К оглавлению…

Свойства растворов подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля, которые:

  • Позволяют определять молекулярные массы растворенных веществ.

Задача №41

При растворении 15 г хлороформа в 400 г эфира, эбулиоскопическая константа которого 2,12 °C, температура кипения повысилась на 0,665 °C. Определите молекулярную массу хлороформа.

Решение:

где К — криоскопическая или эбулиоскопическая константа, К -2,12; М — молекулярная масса, — масса растворенного вещества, = 15 г; м2 — масса растворителя, = 400 г; -понижение температуры замерзания или повышение температуры кипения, — 0,665 °C.

2. Позволяют определять природу растворенного вещества.

Задача №42

При растворении 3,24 г серы в 40 г бензола температура кипения последнего повысилась на 0,81 °C. Из скольких атомов состоят молекулы серы в растворе? (К = 2,57.)

Решение:

(Ответ: молекула серы состоит из 8 атомов — Se.)

3. Позволяют рассчитать холодильные смеси (расчет состава антифризов, радиаторных жидкостей).

Задача №43

В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового спирта (р = 0,8). При какой наинизшей температуре можно после этого оставлять автомобиль на открытом воздухе, не боясь, что вода в радиаторе замерзнет?

Решение:

4. Позволяют вычислить степень диссоциации электролита (а), если известен коэффициент Вант-Гоффа i, который можно найти по понижению температуры замерзания или повышению температуры кипения раствора.

Задача №44

Раствор, содержащий 0,1 моль бинарного электролита в 1000 г воды, замерзает при t = -0,196 °C. Определить степень диссоциации электролита. >

Решение:

Находим числовое значение понижения температуры замерзания раствора по формуле . Так как для воды

Определяем коэффициент Вант-Гоффа i:

Вычисляем степень диссоциации электролита, учитывая, что молекула его диссоциирует на два иона:

нового эфира (С2Н5)2О температура кипения повысилась на 0,453 °C, определите относительную молекулярную массу растворенного вещества. (Ответ: 145.)

Ионные реакции и ионные уравнения

К оглавлению…

Для выражения сущности реакций, протекающих при взаимодействий между электролитами в растворах, пользуются так называемыми ионными уравнениями.

В ионных реакциях, протекающих в растворах электролитов, не происходит изменения заряда ионов. Такие реакции называются ионообменными. Ионные реакции могут протекать между ионами практически до конца с образованием газов, осадков, слабых электролитов и комплексных ионов (правило Бертолле). При образовании указанных веществ происходит стяжение ионов, что энергетически выгодно. При стяжении ионов концентрация их понижается, и согласно принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону наибольшего стяжения ионов. Например:

Для выражения сущности ионообменных реакций используют особую форму записи уравнений — ионные уравнения. При составлении ионных уравнений учитываются основные свойства веществ: сила электролита, его растворимость. В ионных уравнениях сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов, ибо они в растворе находятся именно в таком состоянии. Слабые электролиты, газы и малорастворимые соединения (даже если они являются сильными электролитами) — в виде молекул, независимо от того, являются ли они исходными веществами или продуктами реакции.

Запишем приведенные реакции в виде ионов:

Исключив из уравнений ионы, которые не принимают участия в реакции, получим сокращенные ионные уравнения, отображающие сущность реакций:

Методика составления ионных уравнений

К оглавлению…

  1. Записывается молекулярное уравнение реакции.
  2. Составляется полное ионное уравнение процесса. Для этого осадки, газы, слабые электролиты записываются в виде молекул, а остальные вещества (сильные и хорошо растворимые электролиты) — в виде ионов (прил.2).
  3. Вычеркиваются ионы, не принимавшие участия в процессе (эти ионы находятся в обеих частях равенства в одинаковом количественном и качественном состоянии).
  4. Записывается сокращенное ионное уравнение, т.е. химические формулы только тех молекул и ионов, которые участвуют в обменном процессе, а также продукты их взаимодействия.
  5. Если коэффициенты в сокращенном ионном уравнении содержат общие множители, то их сокращают на эти множители.

Задача №45

В ионных реакциях знак равновесия ставится в реакциях, идущих в слабых электролитах. В реакциях с сильными электролитами ставится знак который показывает преимущественное направление процесса в сторону образования менее растворенного вещества.

Задача №46

Вода в этой реакции является более слабым электролитом, чем уксусная кислота, поэтому равновесие этой реакции смещено вправо.

Задача №47

Здесь при добавлении ионов (щелочи) в растворе появляются анионы .

Гидролиз солей

К оглавлению…

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с ионами водорода или ионами гидроксида воды, сопровождающееся изменением pH-среды, называется гидролизом.

Гидролиз по аниону сводится к взаимодействию аниона слабой кислоты , входящего в состав соли, с ионами воды Н+. В результате концентрация ионов понижается, равновесие диссоциации воды смещается вправо

(в сторону продуктов реакции), повышается pH раствора:

где МА — формула соли, — катион сильного основания, — анион слабой кислоты.

Гидролиз по катиону сводится к взаимодействию катиона слабого основания , входящего в состав соли, с ионами воды . Концентрация ионов и pH раствора ‘понижается, равновесие диссоциации воды смещается вправо:

где — катион слабого основания, — анион сильной кислоты. Ионы солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, не взаимодействуют с ионами воды:

Между ионами и , и нет стяжения, так как — сильные электролиты. Равновесие диссоциации воды не смещается. Поэтому водные растворы солей типа гидролизу не подвергаются и их водные растворы имеют pH = 7. Соли, образуемые от взаимодействующих сил кислот и оснований, подразделяются на 4 типа:

  1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием:
  2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием:
  3. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием:
  4. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием:

Соли 1 типа гидролизу не подвергаются. Гидролиз солей 2-4 типов может быть по форме простым и ступенчатым. Некоторые соли 4 типа подвергаются полному гидролизу.

Методика составления уравнений гидролиза

К оглавлению…

1. По составу соли определяют тип гидролиза по:

а) катиону; б) аниону; в) катиону и аниону.

2. Записывают сокращенное ионное уравнение, которое отражает взаимодействие иона соли (аниона, катиона, катиона и аниона) с одной молекулой воды (в форме НОН). В уравнении стрелкой указывают стяжение ионов.

3. По сокращенному ионному уравнению находят молекулярное уравнение. При этом нужно помнить, что двух- и более зарядные ионы гидролизуются ступенчато, образуя по 1-й ступени кислую или основную соль (но не свободную кислоту и основание), а по другим — образуют свободную кислоту или основание. Число ступеней гидролиза равно заряду иона.

Задача №48

Напишите уравнение взаимодействия цианистого калия с водой.

где К — ион сильного электролита КОН, гидролизу не подвергается; — однозарядный ион слабой кислоты, подвергается простому гидролизу. Сокращенное ионное уравнение:

Молекулярное уравнение:

Задача №49

Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза сульфида натрия.

— ион сильного электролита , не гидролизуется;

— двухзарядный ион слабой кислоты гидролизуется ступенчато. Сокращенные ионные уравнения:

Молекулярные уравнения:

Гидролиз идет, в основном, по 1-й ступени по следующим причинам:

  1. Процесс между электролитами направлен в сторону наиболее полного связывания ионов (в сторону образования более слабого электролита). Сравнение диссоциации и показывает, что ионы полнее связаны в Именно ион — получается в результате гидролиза (что соответствует кислой соли ).
  2. Вследствие накопления в растворе значительного количества ионов , способствующих протеканию процесса справа налево (согласно принципу Ле Шателье, 2-я ступень гидролиза практически не идет).

Задача №50

Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза хлорида аммония .

где — ион сильного электролита НС1, в гидролизе не участвует; — однозарядный ион слабого электролита , подвергается простому гидролизу.

Сокращенное ионное уравнение.

Молекулярное уравнение гидролиза:

Задача №51

Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза сульфата алюминия .

где — ион сильного электролита , гидролизу не подвергается; — трехзарядный ион слабого электролита , подвергается гидролизу ступенчато.

Сокращенные ионные уравнения:

Молекулярные уравнения:

Накопление значительных количеств ионов Н+ способствует протеканию процесса справа налево, и поэтому реакция гидролиза ограничивается 1-й и частично 2-й ступенями.

Задача №52

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза уксуснокислого аммония

где — анион слабой кислоты — катион слабого основания .

Ионное уравнение гидролиза:

Молекулярное уравнение:

Силы образовавшихся электролитов примерно одинаковы:

Соль гидролизуется значительно, ибо оба продукта гидролиза — слабые электролиты.

Окислительно-восстановительные реакции

К оглавлению…

Реакции, протекающие с изменением окислительных чисел атомов реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Изменение окислительных чисел (о.ч.) происходит в результате перехода электронов от одних атомов или ионов к другим. Окислительные числа атомов могут иметь положительное, нулевое и отрицательное значения (o.4.Na = +1; Ва = +2; Fe = +3). Процесс отдачи атомом (ионом или молекулой) электронов называется окислением, процесс присоединения электронов атомами или ионами — восстановлением.

Вещество, атомы или ионы которого отдают электроны, называется восстановителем. Например, . Здесь нейтральный атом алюминия, теряет 3 электрона, окисляется в трехзарядный положительный ион алюминия. Происходит повышение окислительного числа (признак окисления). Восстановитель отдает электроны, и алгебраическая его степень окисления (о.ч.) повышается. В нашем примере атом алюминия, теряя электроны, является восстановителем, о.ч. его повышается от 0 до +3.

Вещество, атомы или ионы которого присоединяют электроны, называется окислителем. При этом о.ч. понижается: , присоединяя , восстанавливается в нейтральный атом меди. Ион , присоединяя электроны, является окислителем, причем о.ч. меди понижается от 2+ до 0.

В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) окисление и восстановление протекают одновременно: одни элементы окисляются, другие — восстанавливаются. Окислительно-восстановительные реакции, следовательно, представляют собой единство двух противоположных тенденций. В этом заключается проявление основных законов материалистической философии: закона единства и борьбы противоположностей, перехода количественных изменений в качественные.

В окислительно-восстановительных реакциях неважен тип химической связи, важен только переход электронов.

У иона N с о.ч. +5 проявляются только окислительные свойства.

У иона N с о.ч. +4 — окислительно-восстановительные.

У иона N с о.ч. -3 — только восстановительные свойства (см. табл. 19).

Таблица 19

Окислительно-восстановительные свойства атомов и сложных веществ

Задача №53

Составить уравнения окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

Если в условиях задачи даны исходные и конечные продукты, то написание уравнения сводится к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного или электронно-ионного баланса с помощью полуреакций.

Решение:

Задача №54

Составить уравнение реакции взаимодействия марганцово-кислого калия с сернисто-кислым натрием в кислой среде .

Решение:

Как показывают примеры, целесообразно придерживаться определенного порядка (алгоритма) составления окислительно-восстановительных уравнений.

  1. Составить молекулярную или ионную схему реакции.
  2. Определить, какие элементы изменяют окислительное число, значение окислительного числа написать над формулами в левой и правой частях схемы.
  3. Составить электронно-ионные уравнения для процессов окисления и восстановления.
  4. Определить ион-окислитель и ион-восстановитель, а также продукт восстановления иона-окислителя (его восстановленную форму) и продукт окисления иона-восстановителя (его окисленную форму).
  5. Найти коэффициент для восстановителя и окислителя и для продуктов их превращения. Для этого нужно суммировать электронно-ионные уравнения, предварительно умножив найденные коэффициенты. (Нужно помнить, что число электронов, теряемых восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединяемых окислителем).
  6. Проверить число атомов каждого элемента в обеих частях и подобрать коэффициенты для всех остальных веществ.

Различная степень стремления элементов к приобретению или отдаче электронов более полно выражена в окислительно-восстановительных потенциалах или редоксипотенциалах. Чем

больше числовое значение потенциала со знаком плюс (+) данного атома, тем больше его окислительные свойства. При отрицательном значении потенциала у атома или иона выражены восстановительные свойства (стремление к отдаче электронов).

О полноте протекания окислительно-восстановительной реакции можно судить по разности окислительно-восстановительных потенциалов (двух систем или ЭДС). Если ЭДС ОВР имеет положительное значение, то реакция идет слева направо.

Значения окислительно-восстановительных потенциалов систем приводятся в прил. 13. Они получены измерением с помощью нормального водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю. Таблица нормальных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет:

  • установить по знаку и числовому значению нормальных окислительно-восстановительных потенциалов окислительные и восстановительные свойства;
  • определить изменение стандартного потенциала в зависимости от характера среды;
  • установить, какое из соединений, образуемых данным элементом, является активным восстановителем и окислителем;
  • предсказать возможность прохождения окислительно-восстановительной реакции, ее направленность (реакция может протекать слева направо, если ( окислителя больше восстановителя);
  • определить интенсивность прохождения той или иной окислительно-восстановительной реакции.

Для правильного составления окислительно-восстановительной реакции важно знать закономерности взаимодействия металлов с водой, кислотами и водными растворами щелочей. При взаимодействии металлов с водой, простыми кислотами и щелочами в роли окислителя будет ион водорода воды.

Условия растворения металла в воде:

1.

2) растворимость естественной оксидной пленки металла в воде;

3) растворимость продукта взаимодействия металла с водой (гидроксид) в воде.

Указанным условиям при обыкновенной температуре удовлетворяют лишь щелочные и щелочно-земельные металлы.

Условия растворения металла в щелочи:

1)

2) естественная оксидная пленка металла растворяется в щелочи;

3) гидроксид металла растворяется в щелочи.

Указанным условиям удовлетворяют амфотерные металлы .

Условия, необходимые для растворения металла в простых кислотах:

1) металл в ряду напряжений должен располагаться левее водорода, или

2) образуется продукт взаимодействия металла с кислотой (соль);

3) этот продукт (соль) растворяется в воде.

В азотной кислоте окислителем является азот, в концентрированной серной кислоте — сера.

Концентрированная азотная кислота с металлом реагирует по схеме:

в разбавленной азотной кислоте:

Некоторые металлы при взаимодействии с холодной концентрированной азотной и серной кислотами образуют пассивную пленку (пассивируются):

При нагревании пленка разрушается (депассивируется), металл растворяется:

В зависимости от активности металла серная кислота восстанавливается до

Некоторые металлы растворяются только в «царской водке». «Царская водка» представляет собой смесь, состоящую из одного объема концентрированной азотной кислоты и трех объемов концентрированной соляной кислоты. Эта смесь обладает повышенными окислительными свойствами за счет появления атомарного хлора:

В подобных реакциях выполняет роль окислителя, а — поставщика лигандов для образования комплексного соединения.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Химия экзаменационные билеты

Электродные потенциалы. Электродвижущие силы. Гальванические элементы

К оглавлению…

При помещении металлической пластинки в воду можно заметить протекание следующего процесса: расположенные на ее поверхности катионы металла будут гидратироваться полярными молекулами воды и переходить в раствор. А электроны, остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в раствор гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате устанавливается подвижное (динамическое) равновесие:

Здесь n — число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл — раствор возникает двойной электрический слой. Заряженная поверхность электрода вместе с прилегающим противоположно заряженным слоем раствора называется двойным электрическим слоем. Двойной электрический слой состоит из плотной части и диффузной части двойного электрического слоя. На границе металл-раствор возникает скачок потенциала — электродный потенциал.

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор его иона с концентрацией, равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 °C условно принимается равным нулю. Электронный потенциал измеряют приборами, называемыми гальваническими элементами. ЭДС должна иметь положительные значения.

Электродный потенциал зависит от концентрации его ионов в растворе, которая выражается уравнением Нернста — Тюрина:

где — электродный потенциал металла; — стандартный электродный потенциал; n — число электронов, принимающих участие в процессе; Са — активная концентрация гидратированных ионов металла в растворе, моль/л.

Химическая реакция, на основе которой работает элемент, называется токообразующей. Вследствие работы гальванического элемента (протекания токообразукзщей реакции во внешней цепи) появляется электрический ток, который используется для работы, что является целью применения элемента в качестве химического источника тока.

Условная схема записи гальванических элементов составляется по следующим правилам:

1. Все фазы, составляющие элемент, записываются в одну строчку в том порядке, потенциал которого имеет меньшее значение. К примеру, для медно-цинкового элемента: ,

Вместо солей, находящихся в растворе, можно записывать только потенциалопределяющие ионы: .

Поверхность раздела между материалом электрода и раствором обозначается одной вертикальной чертой, а между растворами — двумя сплошными вертикальными чертами: Поэтому слева и справа от двойной черты записывают частицы, находящиеся в растворе, — ионы.

Если имеются несколько электродов, то их перечисляют, разделяя запятыми. Например, водородно-цинковый электрод будег записан гак: находят по формуле:

Встречается менее строгая запись: в которой материал “подкладки” (платина) заключен в круглые скобки. “Подкладка” — основа, на которой адсорбируется газ, поэтому ее указывают рядом с молекулами газа.

4. В более деятельной схеме стрелками показывают направление перехода электронов во внешней цепи и ионов во внутренней цепи. К схеме добавляют уравнения электродных реакций и токообразующую реакцию:

Гальванические элементы делятся на химические и концентрационные.

В химических элементах электрический ток возникает за счет протекания в элементе химической реакции. Они могут быть построены:

1) из металлических электродов:

2) из газового и металлического электродов:

3) из газовых электродов (водородно-хлорный электрод):

4) из окислительно-восстановительных электродов:

Концентрационные элементы — элементы, составленные из электродов одной природы, опущенных в раствор своих ионов, но различной концентрации.

ЭДС гальваническогр элемента рассчитывают как разность равновесных электродных потенциалов по формуле:

где — равновесные потенциалы катода и анода.

ЭДС элемента должна иметь положительное значение. ЭДС рассчитывают также по энергии Гиббса по формуле:

При работе гальванического элемента ЭДС постепенно уменьшается из-за возникающей поляризации. Поляризация бывает химической, концентрационной и собственно электрохимической.

Концентрационная поляризация возникает из-за изменения молярной концентрации тех или иных ионов в анодной и катодной зонах. Активные вещества не успевают доставляться в глубину раствора или из глубины раствора вследствие медленной диффузии ионов к электродам.

Химическая поляризация возникает вследствие изменения химического состава электродов. Образующийся на электроде водород адсорбируется на его поверхности и как бы изолирует его от раствора или электролита (газовая поляризация). Ионы водорода не могут подойти к поверхности электрода и соединиться с электронами. Электродный потенциал катода становится более отрицательным. Это сильно влияет на ЭДС элемента, снижая потенциал.

Электрохимическая поляризация вызвана изменением потенциала, обусловленным замедленностью собственно электрохимической стадии реакции. Поляризация электрохимической стадии объясняется существенной перестройкой реагирующих частиц в ходе реакции.

Процесс уменьшения и устранения поляризации электродов называется деполяризацией. Вещества, снижающие поляризацию, называются деполяризаторами , .

Задача №55

Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Изменится ли соотношение, если

измерить потенциал никеля в растворе его ионов концентрации 0,001 моль/л, а потенциал кобальта — в растворе концентрации 0,1 моль/л?

Решение:

Электродный потенциал металла (ф) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражется уравнением Нернста:

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Задача №56

Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равным -2,41 В. Вычислить молярную концентрацию ионов магния.

Решение:

На основе уравнения Нернста имеем:

Задача №57

Составить схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинка, опущенные в растворы их ионов активной концентрации 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой -катодом? Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислить его ЭДС. Потенциал магния -2,37 В, цинка -0,67 В.

Решение:

Магний имеет меньший потенциал и является анодом, цинк — катодом.

На магниевом электроде идет окисление, на цинковом -восстановление:

— реакция, характеризующая работу гальванического элемента.

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода:

Задача №58

Вычислить электродный потенциал полуэлемента

Решение:

Молярная концентрация ионов железа в растворе концентрации 0,01 моль/л:

Электродный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:

Задача №59

Рассчитать потенциал водородного электрода при стандартном давлении водорода и pH = 2.

Решение:

В уравнении Нернста для водородного электрода имеем:

При стандартном давлении водорода и имеем:

Задача №60

Вычислить потенциал кислородного электрода в кислой среде на воздухе при (на воздухе).

Решение:

Уравнение электродной реакции с учетом среды:

На воздухе Потенциал кислородного электрода:

Задача №61

Дать схему работы концентрационного элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных в раствор азотнокислого.серебра концентрацией 0,001 моль/л (1-й) и 1 моль/л (2-й).

Решение:

Рассчитываем значения потенциалов, определяем знаки электродов и направление движения электронов во внешней цепи:

концентрации

В таком элементе электрод в растворе меньшей концентрации ионов — восстановитель. Он отдает во внешнюю цепь электроны, на нем идет процесс окисления, и следовательно, он будет анодом. Электрод в растворе большей концентрации — окислитель, на нем идет процесс восстановления, и он будет катодом.

Условная схема элемента:

Такой элемент работает до тех пор, пока не выравняются концентрации в анодной и катодной зонах.

Задача №62

Определить ЭДС элемента, построенного из электродов: а) меди, погруженной в растворах сернокислой меди — концентрации 0,1 моль/л с = 80 %; б) водородного электрода при стандартном давлении водорода и pH = 5 («подкладка» — черненая пластина).

Решение:

Определим потенциал медного электрода, предварительно вычислив концентрацию ионов

Электродный потенциал водороднго электрода при стандартном давлении удобно выислять по формуле:

Задача №63

Вычислить концентрационную поляризацию медно-цинкового электрода, если в процессе его работы концентрации потенциалопределяющих ионов изменились на порядок при данной плотности тока. Начальная концентрация потенциалопределяющих веществ — стандартная.

Решение:

При работе элемента концентрация ионов в приэлектродном слое уменьшается до 0,1 моль/л, а концентрация ионов растет до 10 моль/л (за счет замедленной диффузии ионов меди из глубины раствора к медной пластинке, а ионов цинка — в глубь раствора от цинковой пластинки).Тогда

Рассчитываем значение ЭДС при новых концентрациях потенциалопределяющих ионов:

Концентрированная поляризация составит:

1.1 — 1,045 = 0,055 В.

Небольшое значение свидетельствует о том, что медно-цинковый элемент практически не поляризуется при работе.

Задача №64

Пояснить сущность химической поляризации при работе элемента, схема которого:

Решение:

Химическая поляризация сводится к изменению химической природы электродов при работе элемента.

Анодный процесс: . На поверхности анода возможно образование пленки труднорастворимой соли которая будет препятствовать дальнейшему растворению свинца (переход ионов свинца с поверхности свинцовой пластинки в раствор будет затруднен). Накопление ионов свинца изменит потенциал в сторону положительных значений (пленочной поляризации).

Катодный процесс: На поверхности пластины возможно образование газовой «шубы» — слоя адсорбированного водорода. Доступ ионов водорода к поверхности электрода затрудняется. На электроде скапливаются избыточные электроны, и потенциал катода смещается в отрицательную сторону. Возникает газовая поляризация электрода. Разность потенциалов при отборе тока уменьшается. Газовую поляризацию можно уменьшить введением «деполяризаторов» -веществ, взаимодействующих с газами. Для снятия водородной «шубы» используются окислители При этом может измениться и сам катодный процесс.

Задача №65

Вычислить ЭДС элемента с учетом собственно электрохимической поляризации или активационной поляризации. Концентрации потенциалопределяющих веществ равны единице, перенапряжение выделения водорода на меди равно 0,48 В. Схема элемента:

Решение:

Потенциалы электродов при концентрации потенциал- определяющих веществ, равных единице, являются стандартными:

Потенциал водородного электрода с учетом
перенапряжения на меди:

Возможно эта страница вам будет полезна:

Помощь по химии

Электролиз

К оглавлению…

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор электролита или через электролит, находящийся в расплавленном состоянии. Этот процесс сопровождается превращением электрической энергии в химическую.

Процессы, протекающие при электролизе, противоположны процессам, протекающим в гальванических элементах.

Кинетика электродных реакций. поляризация при электролизе. Потенциал разложения. Перенапряжение. закон электролиза. Выход по току

Электролиз водных растворов солей

Задача №66

Электролиз водного раствора с графитовыми электродами. Соль гидролизу не подвергается. Среда нейтральная.

Продуктами электролиза являются: (катодная, анодная зоны разделены). В условиях свободного перемещения продуктов возможно их взаимодействие по схеме: (при избытке продуктов) (при недостатке)

Составляем микрогальванический элемент:

Задача №67

Электролиз раствора сульфата меди с медным анодом. Схема электролиза:

В процессе электролиза с растворимым анодом происходит перенос меди с анода на катод. Этот процесс применяется при рафинировании (электролитической очистке) меди.

Задача №68

Электролиз раствора с графитовыми электродами. Соль гидролизуется по катиону. Среда кислая.

Задача №69

С помощью поляризованных кривых (рис. 3) определите условия выделения при электролизе кислого раствора

Рис. 3. Поляризационные кривые катодного выделения

Решение.

По характеру восстановления поляризационных кривых можно определить характер выделения :

На катоде должен восстанавливаться более сильный окислитель Выделение цинка на катоде невозможно при подобном соотношении потенциалов. Реальные электродные потенциалы существенно отличаются от равновесных под током. При потенциале катода, равном -0,76 В, цинк не выделяется. Идет восстановление ионов водорода. При небольшом смещении потенциала катода в сторону отрицательных значений обе реакции идут параллельно, но с преимущественным выделением водорода .

В точке пересечения поляризационных кривых скорости выделения водорода и цинка одинаковы . При дальнейшем смещении потенциала катода в сторону отрицательных значений на электроде выделяется в основном цинк .

Выделение и других металлов средней активности из водных растворов возможно благодаря высокому перенапряжению выделения водорода на катоде. При высоких потенциалах тока электродный потенциал выделения водорода становится более отрицательным, чем потенциал выделения цинка. Высокое перенапряжение водорода — явление положительное для данного процесса.

Для выделения цинка необходимо: 1) подобрать материал катода, на котором водород выделяется с высоким перенапряжением; 2) электролиз вести при высокой плотности тока.

Для выделения хлора нужно: 1) подобрать материал анода; 2) вести электролиз при высоких плотностях тока.

Выделение кислорода протекает с более значительной поляризацией, чем выделение хлора (рис. 4.). Поэтому при малых плотностях тока выделяется лишь кислород. В точке токи на выделение хлора и кислорода сравниваются, а при потенциале (высокая плотность тока) выделяется в основном хлор.

Рис. 4. Поляризационные кривые анодного выделения кислорода и хлора

Задача №70

Напишите уравнения реакций, протекающих на графитовых электродах при электролизе раствора . Какой внутренний гальванический элемент при этом образуется и какова его роль? Рассчитайте напряжение разложения.

Решение:

— гидролизуется по катиону и раствор имеет слабокислую реакцию. Пренебрегая гидролизом, можно считать pH = 7.

Суммарное уравнение реакции:

Электролиз соли типа ведут с целью выделения металла. Поэтому основными продуктами электролиза в этом случае следует считать цинк и кислород. Однако выделяющийся водород вызывает повышение напряжения.

В процессе электролиза изменяется химическая природа электродов: вместо одинаковых вначале графитовых электродов образовались разные — цинковый, кислородный, водородный, подкладкой которых является графит. Возникают кислородно-цинковый и водородно-кислородный гальванические элементы:

Внутренний гальванический элемент тормозит процесс электролиза, так как вызывает процессы, противоположные тем, которые идут на электродах и требуют добавочного напряжения.

Напряжение разложение рассчитывается как ЭДС внутреннего гальванического элемента:

двух гальванических элементов соответственно можно рассчитать, складывая их значения.

Задача №71

При электролитическом рафинировании кобальта аноды, содержащие в своем составе кроме кобальта никель, железо, медь, в условиях процесса полностью окисляются. Требуется ли очистка электролита от указанных примесей для получения чистого катодного кобальта? Ответ обоснуйте. Напишите уравнения реакций.

Решение:

На аноде идут реакции:

Выделение металлов на катоде происходит в последовательности:

способность к присоединению электронов уменьшается

При получении чистого кобальта на катоде (-) должна быть единственная реакция:

Это возможно при отсутствии в электролите более сильных окислителей. Следовательно, очистка электролита от ионов меди, никеля необходима. Ионы железа не препятствуют получению чистого кобальта при условии:

Задача №72

Сколько цинка и водорода выделится на катоде , при электролизе кислого раствора хлорида никеля, если •процесс ведут в течение 1 ч с силой тока 5 А и выходом по току никеля 60 %?

Решение:

Цинк — металл средней активности. На катоде идут процессы восстановления ионов цинка и водорода (в кислой среде). На аноде идет окисление ионов хлора.

Схема электролиза:

Теперь рассчитаем массу цинка по закону Фарадея с учетом выхода по току цинка (60 %):

Рассчитаем объем водорода по закону Фарадея с учетом выхода по току водорода (1 — 0,6 = 0,4):

Задача №73

Серебрение используется для уменьшения сопротивления электрических контактов. Определите время, необходимое для нанесения слоя серебра толщиной 5 мкм, если известны плотность серебра выход по току серебра 98 % и рекомендуемая плотность тока Электролит . Напишите уравнения электродных реакций.

Решение:

При серебрении комплексный электролит диссоциирует на ионы , частично на . Серебрение ведут с серебряным анодом, который в растворе легко окисляется. При электролизе с растворимым анодом происходит перенос серебра с анода на катод.

Толщину покрытия определяют по формуле:

которую можно вывести, используя соотношения:

m — масса; Э — эквивалентная масса; — плотность металла; V — объем; (5 — толщина покрытия; S — площадь покрытия; — выход по току; i — плотность тока; t — время электролиза; J — сила тока.

Теперь определяем время, необходимое для нанесения слоя заданной толщины:

Задача №74

Какая масса гидроксида калия образовалась на катоде при электролизе раствора K2SO4, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода при нормальных условиях (н.у.)?

Решение:

Молярный объем кислорода (н.у.) равен 22,4 / 4 = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л содержат две молярные массы кислорода. Столько же молярных масс КОН образовалось у катода или

56,11 -2 = 112,22 г

(56,11 г/моль — молярная эквивалентная масса КОН).

Коррозия металлов

К оглавлению…

Коррозия металлов — процесс самопроизвольного разрушения (окисления) металлов при их химическом, электрохимическом или биохимическом взаимодействии с окружающей средой.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Заказать работу по химии

Задача №75

Дать обоснованную расчетом схему коррозии луженого железа (целостность покрытия нарушена) в кислой среде.

Решение:

1. Электродные потенциалы олова и железа в кислой среде (см. табл. 20):

Так как , то в качестве анодного участка выступает железо, а олово играет роль катодного участка. В первую очередь будет разрушаться как более активный металл железо, а олово — служить прокладкой для газового электрода.

2. Электродные потенциалы возможных окислителей ( и ) в кислой среде на воздухе с учетом перенапряжения на олове (см. табл. 21 и 22).

где 0,63 и 1,21 — перенапряжение водорода и кислорода на олове.

3. Сравнивая потенциалы предполагаемых окислителей с потенциалом возможного анода , делаем выводы:

1) так как , ионы водорода не могут в данных условиях вызывать коррозию железа;

2) удовлетворяет условию самопроизвольного протекания коррозии. Следовательно, железо разрушается в кислой среде за счет растворенного кислорода.

Схема работы гальванического элемента:

Коррозия олова идет с кислородной деполяризацией. Поскольку электрохимическая коррозия обусловлена деятельностью микрогальванических элементов, можно сделать вывод, что все факторы, способствующие деятельности гальванического элемента, усиливают коррозию: значительная ЭДС, малое внутреннее сопротивление коррозионных элементов, небольшая поляризация.

Комплексные соединения

Химия элементов. Краткая характеристика свойств элементов и их соединений. Последовательность их описания

К оглавлению…

Задача №76

На титрование 100 мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция, израсходовано 2,5 мл 0,12 молярной концентрации эквивалента раствора соляной кислоты. Рассчитать жесткость воды.

Решение:

Исходя из данных задачи, определяем молярную концентрацию эквивалента раствора гидрокарбоната. Обозначив число эквивалентов гидрокарбоната в литре воды через х, получим:

Следовательно, 1л воды содержит 3 ммоль/л или кальция. Жесткость воды — 3 ммоль/л.

Задача №77

Сколько граммов надо прибавить к. 10 л воды, чтобы устранить ее общую жесткость, равную 4,64 ммоль/л?

Решение:

Из уравнений

следует, что 1 моль соды взаимодействует с 1 молем или с 1 молем . Переходя к ммоль/л находим, что 1 ммоль соды взаимодействует с 1 ммоль/л или , т.е с 1 ммоль/л ионов . Так как молярная масса соды 106, а эквивалент ее равен 0,5 молярной массы, то 1 ммоль/л соды равняется 53 мг. В 10 л воды содержится 4,64 • 10 = 46,4 ммоль/л ионов кальция. Количество соды (х), которое потребуется для устранения жесткости: мг, или 2,46 г.

Задача №78

Вычислить постоянную жесткость воды, зная, что для устранения ионов кальция, содержащихся в 50 л воды, потребовалось прибавить к воде 10,8 г безводной буры .

Решение:

При действии буры на воду, содержащую сернокислый кальций, ионы кальция переходят в осадок вследствие реакции:

Из уравнения реакции следует, что для осаждения ионов кальция, надо взять 1экв. буры или на 1 ммоль/л ионов кальция -1 ммоль/л буры. Молярная масса буры 2002,, следовательно, 1 ммоль/л ее равен 101 мг. На осаждение ионов кальция, содержащихся в 50 л воды, израсходовано 108 г или 10800 мг буры. Количество ионов кальция в 50 л воды находим из пропорции:

Найденное количество вещества ионов содержится в 50 л воды. Жесткость воды Ж = 107/ 50 = 2,14 ммоль/л.

Органические соединения. Полимеры

Приложения

К оглавлению…

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева (длиннопериодический вариант)

Константы и степени диссоциации некоторых слабых электролитов, %

Растворимость солей и оснований в воде

Условные обозначения:

Р — растворимое, М — малорастворимое, Н — практически нерастворимое вещество, — разлагается водой, ? — нет достоверных сведений о существовании соединений.

Основные классы неорганических веществ

Взаимосвязь простых веществ, оксидов, оснований и кислот (реакции солеобразования)

1. Металл + кислота —> соль + водород

2. Металл + неметалл —> соль бескислородной кислоты

3. Металл (1) + соль (1) —> соль (2) + металл (2)

4. Основной оксид + кислотный оксид —> соль

5. Основной оксид + кислота —> соль + вода

6. Основание + кислота —> соль + вода (реакция нейтрализации)

7. Основание + кислотный оксид —> соль + вода

8. Основание (1) + соль (1) —> соль (2) + кислота (2)

9. Соль (1) + кислота (1) —> соль (2) + кислота (2)

10. Соль (1) + соль (2) —> соль (3) + соль (4)

Округлённые значения относительных атомных масс некоторых химических элементов

Относительные молекулярные массы неорганических соединений

Относительная электроотрицательность элементов

Взаимная связь между физическими величинами

Значения фундаментальных физических постоянных

Криоскопические и эбулиоскопические константы растворителей

Электрохимический ряд напряжений металлов

Давление насыщенного водяного пара при разных температурах

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

Кстати готовые на продажу задачи тут, и там же теория из учебников может быть вам поможет она.

Словарь химических терминов

АКТИНОИДЫ — название элементов с порядковыми номерами 89 — 103 (Ас — Lr).

АЛЛОТРОПИЯ — способность химического элемента образовывать несколько простых веществ, отличающихся по строению и свойствам.

АЛЮМИНОТЕРМИЯ — восстановление металла из его оксида с помощью металлического алюминия.

АМФОТЕРНОСТЬ ГИДРОКСИДОВ — способность соединения проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы партнера по реакции в кислотно-основном взаимодействии.

АТОМ — наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ (а.е.м.) — условная единица, представляющая собой 1/12 часть массы атома углерода.

АТОМНАЯ МАССА (относительная) — отношение средней массы атома естественного изотонического состава элемента к 1/12 массы атома углерода .

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ — одно из важнейших учений в химии, базирующееся на представлениях о строении веществ из атомов и молекул.

АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ — полный набор волновых функций электрона в атоме. Для каждой заданной волновой функции существует граничная область, в которой сосредоточена определенная доля электронного заряда.

БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон — элементы главной подгруппы VIII группы.

ВАЛЕНТНОСТЬ — свойство атомов данного элемента образовывать определенное число связей с атомами других элементов.

ВАЛЕНТНЫЕ ЭЛЕКТРОНЫ — электроны, принимающие участие в образовании химической связи.

ВАН-ДЕР-ВААЛЬСОВЫ СИЛЫ — силы, определяющие взаимодействие частиц вещества, находящегося в одном из трех агрегатных состояний.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ — межмолекулярное взаимодействие молекул, содержащих атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным атомом.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (pH) — отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов.

ВОССТАНОВИТЕЛЬ — процесс присоединения электронов.

ВОЛНОВАЯ ФУНКЦИЯ — математическое описание состояния электрона в атоме. Квадрат этой функции определяет относительную вероятность пребывания электрона в любой данной точке пространства.

ГАЛОГЕНЫ — общее название элементов главной подгруппы VII группы, в которую входят фтор, хлор, бром, йод, астат.

ГЕОМЕТРИЧЕСКАЯ ИЗОМЕРИЯ — вид изомерии, обусловленный различным расположением одинаковых атомов или атомных групп относительно плоскости связи.

ГЕТЕРОГЕННЫЙ КАТАЛИЗ — процесс, в котором реагенты и катализатор находятся в разном фазовом состоянии.

ГИБРИДИЗАЦИЯ — комбинация («смешивание») атомных орбиталей разного типа, вследствие чего образуется набор эквивалентных (равноценных) гибридных орбиталей.

ГИДРОЛИЗ — взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к изменению реакции среды, т.е. pH.

ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО (n) — параметр, характеризующий размер электронного облака и энергию электрона на данной оболочке.

ГОМОГЕННЫЙ КАТАЛИЗ — процесс, в котором катализатор и реагенты находятся в одинаковом фазовом состоянии.

ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ — вертикальный ряд элементов, объединенных по признаку одинаковой степени окисления в высших оксидах.

ДЛИНА СВЯЗИ — расстояние между ядрами связанных между собой атомов.

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — связь, формирующаяся за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома.

ЗАКОН АВОГАДРО — закон, по которому в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА — закон, по которому любое вещество независимо от способа получения имеет свой постоянный качественный и количественный состав.

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС — закон, учитывающий соотношение между скоростью химической реакции и концентрацией реагентов: при постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

ЗАКОН ГЕНРИ — масса газа, растворяющегося в данном объеме жидкости при постоянной температуре, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.

ЗАКОН ПЕРИОДИЧНОСТИ — закон, на котором основана периодическая система элементов: периодическое изменение строения электронной оболочки определяет периодичность изменения свойств элементов.

ЗАМЕЩЕНИЕ — реакция, при которой частица замещает атом или группу атомов в другой молекуле.

ИЗОТОПЫ — атомы, имеющие одинаковый заряд ядер, но различные массовые числа.

ИОНИЗАЦИОННЫЙ ПОТЕНЦИАЛ — количество энергии (кДж/моль), затрачиваемое на полное удаление электрона от атома.

ИОННАЯ СВЯЗЬ — разновидность химической связи, в основе которой лежит электростатическое взаимодействие ионов.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ — произведение концентрации водородных и гидроксильных ионов.

КАТАЛИЗАТОР — вещество, увеличивающее скорость химической реакции, но в конечном итоге остающееся неизменным качественно и количественно.

КИСЛОТА ПО АРРЕНИУСУ — это электролит, при диссоциации высвобождающий ион ; по Бренстеду-Лоури — любое вещество, являющееся источником ионов ; по Льюису -вещество, способное быть акцептором электронной пары.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — связь атомов посредством электронных пар.

КОНСТАНТА СКОРОСТИ — скорость реакции при конценг трации реагентов, равной 1.

КОНЦЕНТРАЦИЯ — доля вещества (выраженная его массой, объемом или числом) в массе, объеме или молярном количестве смеси.

КОРРОЗИЯ — разрушение металла вследствие физико-химического воздействия окружающей среды.

ЛАНТАНОИДЫ — название элементов с порядковыми номерами 57-71 ().

МАГНИТНОЕ (ориентационное) КВАНТОВОЕ ЧИСЛО — параметр, характеризующий ориентацию орбитали в пространстве.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ — химическая связь, основанная на обобществлении валентных электронов, принадлежащих не двум, а практически всем атомам в кристалле.

МОЛЬ — количество вещества, содержащее такое же число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т.д.), какое содержится в 0,012 кг атома , т.е. 6,02 • .

МОЛЯРНАЯ МАССА — величина, равная отношению массы вещества в граммах на количество вещества в молях. Численно совпадает с относительной молекулярной массой.

МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (относительная) — отношение средней массы молекулы естественного изотонического состава вещества к 1/12 массы атома углерода .

НАПРАВЛЕННОСТЬ СВЯЗИ — свойство ковалентной связи, обусловливающее пространственную структуру (геометрию) молекул.

ОКИСЛЕНИЕ — процесс отдачи электронов.

ОКИСЛИТЕЛЬ — вещество, которое восстанавливается в химической реакции, будучи причиной окисления другого вещества.

ОКСИДЫ — соединения, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород.

ОКСИДЫ АМФОТЕРНЫЕ — оксиды, проявляющие свойства как основных, так и кислотных оксидов.

ОРБИТАЛЬНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО 1 — параметр, определяющий форму атомной орбитали. Может принимать целочисленные значения от 0 до n-1.

ОСНОВАНИЕ ПО АРРЕНИУСУ — это электролит, при диссоциации высвобождающий -ионы, по Бренстеду-Лори -любое вещество, способное быть акцептором ионов ; по Льюису — вещество, являющееся донором электронной пары.

ПЕРИОД — горизонтальный ряд элементов, в котором имеет место закономерное изменение свойств элементов от типично металлических к типично неметаллическим.

ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ — несимметричное распределение электронной плотности между атомами.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН (в формулировке Д.И.Менделеева) — свойства простых тел, а также формы и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов (масс) элементов.

ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ СВЯЗИ — перераспределение электронной плотности в молекуле под влиянием внешнего воздействия.

ПИ-СВЯЗЬ (-связь) — ковалентная связь, формирующаяся при боковом перекрывании негибридных p-орбиталей по обе стороны от линии, связывающей центры соединяющихся атомов.

ПОДГРУППА — подразделение элементов внутри группы. Каждая подгруппа объединяет элементы, являющиеся химическими аналогами.

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ — если на систему в состоянии равновесия оказывается воздействие, то положение равновесия смещается в том направлении, которое сводит к минимуму влияния внешнего воздействия.

РАСТВОР — гомогенная (однородная) система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов.

РАСТВОРИМОСТЬ — способность вещества растворяться в данном растворителе с образованием насыщенного при данной температуре раствора.

СЕМЕЙСТВО ЭЛЕМЕНТОВ — совокупность элементов, в атомах которых заселение орбиталей наружных электронных оболочек осуществляется по одинаковому принципу. В соответствии с этим различают s-, р-, d- и f-семейства элементов.

СОЛИ — продукты замещения атомов водорода в кислоте на металл (или ОН-групп в основании на кислотный остаток).

СИГМА-СВЯЗЬ (-связь) — ковалентная связь, образующаяся при перекрывании орбиталей вдоль линии, связывающей центры соединяющих атомов.

ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ — энергия, необходимая для разрыва химической связи.

СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО — S-параметр, характеризующий угловой момент импульса электрона.

СПЛАВ — система, образующаяся при кристаллизации расплавленной смеси металлов.

СТЕХИОМЕТРИЯ РЕАКЦИИ — соотношение между количествами вступивших в реакцию реагентов и образующихся продуктов.

ПРИНЦИП ПАУЛИ утверждает, что в атоме не может быть двух электронов, состояние которых определяется одинаковой комбинацией всех четырех квантовых чисел. Из этого следует, что на любой орбитали не может быть более двух электронов: при одинаковых значениях спиновые квантовые числа их всегда будут разные .

ХАЛЬКОГЕНЫ — общее название элементов главной подгруппы VI группы, в которую входят кислород, сера, селен, теллур и полоний.

ХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ — взаимодействие металла с химически активными веществами, содержащимися в природных и технологических средах.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ — состояние системы, в которой скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

ЩЕЛОЧИ — гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ — общее название элементов главной подгруппы I группы, в которую входят литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ — реакции, протекающие с выделением теплоты.

ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ — реакции, протекающие с поглощением теплоты.

ЭЛЕКТРОЛИЗ — совокупность реакций, происходящих в растворах или расплавах электролитов при прохождении через них электрического тока.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ — относительная способность атомов элемента притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи.

ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ — распределение электронов по орбиталям.

ЭЛЕКТРОЛИТ — вещество, проводящее в водных растворах электрический ток.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ — разрушение металла под действием водных растворов химически активных соединений.

ЯДРО — положительно заряженная частица, в которой практически сосредоточена вся масса атома. Заряд ядра атома элемента равен его порядковому номеру.