Будь умным!


У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.ru

экономический институт Кафедра основ сельского хозяйства химии и экологии.html

Работа добавлена на сайт samzan.ru: 2016-01-17


ХИМИЯ

Методические указания

к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов заочной формы обучения

Часть I

Княгинино

2008

Министерство образования Нижегородской области

Нижегородский государственный инженерно-экономический институт

Кафедра основ сельского хозяйства, химии и экологии  

                                                

Химия

Методические указания к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов заочной формы обучения

Часть I

Княгинино

2008

ББК 24.1

Х 46

Составитель  Заглядимова Н.В.

 

Х 46                  Химия: методические указания к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов, заочной формы обучения. - Княгинино: НГИЭИ,  2008. -  51  с.

 

Методические указания составлены по пяти основным разделам дисциплины «Химия», содержат контрольные вопросы и варианты заданий для выполнения контрольной работы  

Методические указания предназначены для студентов 1 курса экономического факультета, специальности 080109 «Экономика и управление в АПК» и инженерного факультета, специальностей 110304 «Технология обслуживания и ремонта машин в АПК»,  110301 «Механизация сельского хозяйства» заочной формы обучения для выполнения контрольных работ в I семестре по дисциплине «Химия».

       

Рецензент:

кандидат химических наук, доцент ННГУ им. Лобачевского Лизунова Галина Михайловна

                                 

                                    © Заглядимова Н.В.,2008

                                                              © Нижегородский

                                                                  государственный

                                                                  инженерно-экономический

                                  институт,2008

СОДЕРЖАНИЕ

Введение……………………….……………………………………………3

Энергетика химических  процессов………………………………………5

1. Химическое   сродство………………………………………………….5

Контрольные  вопросы……………………………………………….11

2. Химическая кинетика…………………………………………………..14

Контрольные  вопросы……………………………………………….17

3. Химическое равновесие.………………………………………………..20

Контрольные  вопросы……………………………………………….20

4. Свойства   растворов,   гидролиз  солеи, жесткость воды  и  

методы  ее устранения…………………………………………………….23

Контрольные  вопросы……………………………………………….25

5. Окислительно-восстановительные реакции…………………………..27

Контрольные  вопросы……………………………………………….28

Варианты контрольного задания…………………………………………32

Список литературы………………………………………………………..34

Приложение

2

Общие методические указания

Наука – производительная сила общества. Без применения достижений науки, и в частности химии, невозможно развитие промышленности и сельского хозяйства. Химия, являясь одной из фундаментальных естественно-научных дисциплин, изучает материальный мир, законы его развития, химическую форму движения материи. В процессе изучения химии формируется диалектико-материалистическое мировоззрение, вырабатывается научный взгляд на мир в целом. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о материи и формах ее движения, о веществе как одном из видов движущейся материи, о механизме превращения химических соединений, о свойствах химических материалов и применении химических процессов в современной технике.  Необходимо прочно усвоить основные законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов. Знание химии необходимо для успешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.

Основной вид учебных занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается  из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации (очные и письменные); посещение лекций; сдача зачета по лабораторному практикуму; сдача экзамена по всему курсу.

Работа с книгой. Изучать курс рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. (Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике). При первом чтении не задерживайтесь на математических выводах, составлении уравнений реакций, а старайтесь получить общее представление об излагаемых вопросах, отмечайте трудные или неясные места. При повторном изучении темы усвойте  все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакций. Вникайте в сущность того или иного вопроса, а не пытайтесь запомнить отдельные факты и явления. Изучение любого вопроса на уровне сущности, а не на уровне отдельных явлений способствует более глубокому и прочному усвоению материала.

Чтобы лучше усвоить и запомнить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые незнакомые термины и названия, формулы и уравнения реакций, математические зависимости и их выводы и т.п. Во всех случаях, когда материал поддается систематизации, составляйте графики, схемы, диаграммы, таблицы. Они облегчают запоминание и уменьшают

3

объем конспектируемого материала.

Изучая курс, обращайтесь  к предметному указателю в конце книги. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен при повторении материала в период подготовки к экзамену.

Изучение курса должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач. Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.

Контрольные задания. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. Контрольные работы не должны быть самоцелью; они являются формой методической помощи студентам при изучении курса. К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разработаны решения примеров типовых задач по соответствующей теме.

Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.

Контрольная работа должна быть аккуратно  оформлена; для замечаний рецензента нужно оставить широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия задач переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. В конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены в институт на рецензирование.

Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и выслать не рецензирование вместе с незачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце методических указаний. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.

Консультации. В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за письменной консультацией в институт к преподавателю, рецензирующего контрольные работы. Консультации можно получить по вопросам организации самостоятельной работы и другим организационно-методическим вопросам.

Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса, на которых излагаются не все вопросы, представленные в программе, а глубоко и детально рассматриваются принципиальные, но недостаточно полно освещенные в учебной литературе понятия и закономерности,

4

составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса. Студенты, не имеющие возможности посещать лекции одновременно с изучением курса по книге, слушают лекции  в период установочных  или лабораторно-экзаменационных сессий.

Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты работы и выводы из них, уметь составлять уравнения реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой  преподавателя о выполнении всех  работ, предусмотренных планом практикума.

Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили и устно защитили контрольные задания и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку и зачетные контрольные работы.

Контрольные  задания предназначены для студентов экономического и инженерного факультетов, заочного обучения. Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера зачетной книжки (например: № зачетной книжки 1367, соответственно № варианта   67). В данном контрольном задании студент выполняет 4 задачи.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ  ПРОЦЕССОВ

(термохимические расчеты)

1. ХИМИЧЕСКОЕ   СРОДСТВО

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

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи конечных продуктов. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, — эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и значение их может иметь большое значение для определения условий протекания тех или иных реакций.

5

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы — закона сохранения материи.

Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:

Q = ∆U+A.

Внутренняя энергия системы U — это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движений молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т. д. Внутренняя энергия — полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т. е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс ∆U=U2 – U1, где ∆U — изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2. Если U2>U1, то ∆U>0. Если U2<U1 то ∆U <0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А — это работа против внешнего давления, т. е. в первом приближении A= p∆V, где ∆V — изменение объема

системы (V2—V1). Так как большинство химических реакций проходит при постоянном давлении, то для изобарно-изотермического процесса (p-const, T- const) теплота:

Qp=∆U+pV;

Qp=( U2 – U1)+p(V2-Vl);

Qp=(U2+pV2) - (Ul+pV1).

Сумму U + pV обозначим через H, тогда

Qp = H2-H1 = ∆H.

Величину H называют энтальпией. Таким образом, теплота при р = const и Т = const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qp равна изменению энтальпии системы ∆H (если единственным  видом  работы  является  работа  расширения)

QP =∆H.

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (∆Н) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе     (V = const;    Т = const),   при

6

котором ∆V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

QV = ∆U.

Теплоту химического процесса, протекающего при р, Т=const и  V, Т=const, называют тепловым эффектом.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ∆Н<0 (H2<Hl), а при эндотермических энтальпия системы увеличивается и ∆Н>0 (H2>H1). В дальнейшем тепловые эффекты всюду выражаются через ∆Н.

Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (∆Нх.р.) равен сумме теплот образования ∆ Но6р продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

∆Нх.р. = Σ∆      (1)

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся  не только  выделением,  но  и  поглощением теплоты.

Реакции, идущие при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходят с ее поглощением. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н;

с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая — с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией (S).

Энтропия S, так же, как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V и другие, является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, Н, V обладают аддитивными свойствами, т. е. при соприкосновении системы суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связи между атомами и т. п. процессами. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связи, полимеризация и т. п., — ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т. е. ее изменение (∆S) зависит только от начального (S1) и конечного (S2) состояний и не зависит от пути процесса:.

∆Sx.p. =                         (2)            

∆S = S2 –S1. Если S2>S1, то ∆S>0.

7

 Если S2<S1, то ∆S<0.

Так как энтропия возрастает с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈T∆S. Энтропия выражается в Дж/(моль*К).

Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (H) и стремления к беспорядку (TS). При p = const и T=const общую движущую силу процесса ∆G можно найти из соотношения:

G= (H2~H1)-(TS2TS1); ∆G = ∆HTS.

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (AG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

    (3)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ∆G. Если ∆G<0, процесс принципиально осуществим; если ∆G>0 — процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ∆G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ∆G = 0 и ∆H = T∆S.

Из соотношения G = Н —TS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых Н>0 (эндотермические). Это возможно, когда S>0, но |TS|>|Н|, и тогда G<0. С другой стороны, экзотермические реакции   (Н <0)   самопроизвольно  не протекают, если при S<0 окажется, что G>0.

ПРИМЕР 1. В каком состоянии энтропия 1 моль вещества больше: в кристаллическом или парообразном при той же температуре?

Решение

Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. В кристалле частицы (атомы, ионы) расположены упорядоченно и могут находиться лишь в определенных точках пространства, а для газа таких ограничений нет. Объем одного моля газа гораздо больше, чем объем 1 моля кристаллического вещества; возможность хаотичного движения газа больше. А так как энтропию можно рассматривать как количественную меру хаотичности атомно-молекулярной структуры вещества, то энтропия 1 моль паров вещества больше энтропии 1 моль его кристаллов при одинаковой температуре.

ПРИМЕР 2. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

СН4(г)+СО2(г)↔2СО+(г)+2Н2(г).

Решение

Для ответа на вопрос следует вычислить ∆G0298 прямой реакции, значения 298    соответствующих   веществ  приведены  в  табл. 2. Зная, что G есть

8

функция состояния и что G для простых веществ, находящихся в устойчивых при стандартных условиях агрегатных состояниях, равны 0,

находим 298 процесса:

298=2 (—137,27) +2 (0) — (—50,79—394,38) = +170,63 кДж.

То, что 298>0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов 1,013*105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм).

ПРИМЕР 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропии веществ (табл. 3) вычислите 298 реакции, протекающей по уравнению

СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г)

Решение:

G° = Н°—TS°              Н и S — функции состояния,

поэтому

Н х.р.= ΣН °прод - ΣН °исх;

S°х. р = ΣS°прод     -  Σ S°исх.

Н х.р.= (—393,51+0) — (—110,52—285,84)= +2,85 кДж;

S°х. р = (213,65+130,59) —(197,91+69,94)= +76,39 =  0,07639 кДж/(моль*К);

G°= +2,85—298 * 0,07639= —19,91 кДж.

ПРИМЕР   4.   Реакция   восстановления   Fe2О3   водородом протекает по уравнению

Fe2О3 (к) +3Н2 (г) =2Fe(к) +3Н2О (г);

Н = +96,61  кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии S = 0,1387 кДж/(моль*К)? При какой температуре начинается восстановление Fe2O3?

Решение

Вычисляем G° реакции:

G = Н —TS=96,61— 298*0,1387= +55,28 кДж.

Так как G>0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой G>0:

Н = TS;       T = .

Следовательно, при температуре ≈696,5 К начинается реакция восстановления Fe2О3. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

ПРИМЕР 5. Вычислите Н°, S°, T реакции, протекающей по уравнению

Fe23(K)+3C = 2Fe+3CO.

Возможна     ли    эта    реакция     восстановления    Fe2О3  углеродом при

9

температурах 500 и 1000 К?

Решение

Н х.р. иS°х. р находим из соотношений (1) и (3) так же, как в примере 3:

Н х.р.= [3(—110,52) +2*0] —[—822,10+3*0] = —331,56+822,10= +490,54 кДж;

S°х. р =  (2*27,2+3*197,91) —(89,96+3 * 5,69)1=541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения G°т = Н °—TS°:

G500 = 490,54 - 500 = +219,99 кДж;

G1000=490,54 - 1000  = - 50,56 кДж.

Так как G500>0, a G1000<0, то восстановление Fe2О3 углеродом  возможно при  1000 К и  невозможно при 500 К.

КОНТРОЛЬНЫЕ  ЗАДАНИЯ

1.Рассчитайте тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции

СО (г)+ О2(г)=СО2(г)

в стандартных условиях.

(Ответ: —283 кДж/моль.)

2.Вычислите теплоту, энтальпию Н0298 и энтропию
S°298  образования СО по реакции

СО (г)+  О2(г)=СО2(г)

в стандартных условиях.

(Ответ: —110,5 кДж/моль.)

3. Вычислите теплоту, энтальпию Н0298 и энтропию
S°298       образования СО2 по реакции

СО (г) +  О2(г)=СО2(г)

в стандартных условиях.

(Ответ: —393,5 кДж/моль.)

4. Определите возможность или невозможность протекания реакции

10

СО(г)+   О2(г)=СО2(г)

в стандартных условиях, вычислить стандартный изобарный потенциал реакции 298.

5. Определите возможность или невозможность протекания реакции

СО2(г)→СО(г) + О2(г)

в стандартных условиях, вычислить S°298  , 298.

6. Вычислить, какое количество теплоты выделится при реакции

Al+Fe2О3→A12О3+Fe,

если    было    получено    1340    г    железа.    

(Ответ:    Н0298 = -169364 кДж.)

7. Вычислить Н0298, S°298, 298 реакции горения ацетилена, если при сгорании 16500 л (н. у.) ацетилена выделились диоксид углерода и пары воды.

(Ответ: Н0298 = - 92500 кДж.)

8. При сгорании 1 л ацетилена выделилось 56 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования ацетилена С2Н2, Н0298, S°298, 298 (см. задачу № 67).

9. Вычислите 298 и S°298 реакции восстановления оксидом углерода

Fe3О4(к)+CO(r)=3FeO(к)+CО2(r).

(Ответ: +24,2 кДж; +31,3 кДж/моль К.)

10. Вычислите Н °, S°, 500 реакции

Fe2O3 (к) +3H2=2Fe (к) +ЗН2О (г).

(Ответ: +96,6 кДж; 138,8 Дж/К; 55,49 кДж.)

11. Реакция протекает по уравнению

ТiO2(к)+2С(к)=Тi(к)+2СО(г).

Н ТiO2, == - 994 кДж/моль.

Вычислите Н°, S°,   1000 к.     Возможна ли эта реакция?

(Ответ: 723 кДж; 365 Дж/К; - 645,4 кДж.)

12. В ходе доменного процесса возможна реакция

Fe3О4(к)+CO(r)=3FeO(к)+CО2(r).

При  какой  температуре  начнется  эта  реакция,  если  Н = +34,5 кДж?

(Ответ: 1102,4 К.)

13. Напишите реакцию горения этилового спирта, если в результате образуются СО2 и Н2О. Вычислите тепловой эффект этой реакции, энтальпию и энтропию в стандартных условиях.

(Ответ: - 1367 кДж.)

14. Напишите реакцию горения этана С2Н6, если в результате  образуются СО2 и Н2О. Вычислите тепловой эффект этой реакции, энтальпию и энтропию в стандартных условиях.

(Ответ:   Н х.р.=  - 1560 кДж.)

11

15. Напишите термохимическое уравнение реакции взаимодействия газообразных аммиака и хлористого водорода. Сколько теплоты выделится в ходе этой реакции, если было израсходовано 100 л аммиака?

(Ответ: 790 кДж.)

16. При гашении извести СаО выделяется 32,5 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции и определите энтальпию образования

оксида кальция.

(Ответ: - 636 кДж.)

17. Определите направление протекания реакции

СН4+СО2↔2СО (г) +2Н2 (г)

при    стандартных    условиях,     вычислив    298.   

(Ответ: + 170,6 кДж.)

18. В гомогенной системе СО+Сl2↔СОС12 равновесие установилось при [СО] =0,2 моль/л; [С12]=0,3 моль/л; [СОС12] = 1,2 моль/л. Вычислите изобарный потенциал этой реакции, считая, что равновесие установилось при стандартных условиях.

19. Равновесие реакции 4НС1+O2 = 2Н2O+2С12 при нормальных условиях установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О]=0,14 моль/л, [С12] = 0,14 моль/л, [НС1]=0,20 моль/л, [О2]=0,32 моль/л. Вычислите изобарный потенциал этой реакции 298.

 20. Термохимическое уравнение реакции

СО(г)+Н2(г)↔СН3ОН(ж) + 128 кДж.

Вычислите,  при  какой  температуре  наступает  равновесие в этой системе?

(Ответ: - 385 К.)

21. Для реакции димеризации диоксида азота

2NO2 = N2О4

Н°298= - 1387,3 Дж, 298= - 42,19 Дж/моль∙К.  При  каких температурах димеризация наиболее вероятна?

22. Определите возможность протекания процесса

NH3(r)+HCl(r)=NH4Cl(к),

исходя из энтальпийного и энтропийного факторов.

23. Предложите знак изменения энтропии в реакции

СаО+СО2 = СаСО3.

Ответ подтвердите расчетом.

24. В каких случаях можно осуществить термохимическую реакцию?

1. ВеО+Ва→

2. MgO+Ti→

3. СаО+Ве→

Ответ подтвердите расчетом х.р.

25. Определите возможность протекания процесса

ВаО+СО2 = ВаСО3,

исходя из значений стандартных теплот образования и стандартных энтропии

12

веществ.  

(Ответ: х.р. = 216 кДж/моль.)

26. Исходя из реакции

MgCО3 (к) = MgO (к) +СО2 (г)

∆Н = 101,5    кДж/моль,    рассчитать    энтальпию    образования MgCО3(к).

(Ответ: - 1096,2 кДж/моль.)

27. При сгорании 1 л водорода выделяется 12,76 кДж. Рассчитать энтальпию образования воды. Какая вода получается в результате этого процесса -  пар или жидкость?

(Ответ: - 285,6 кДж/моль.)

28. Определите изменение энтальпии процесса

СО2 (г) +4Н2 (г) = СН4 (г) +2Н2О (г).

(Ответ; - 165,0 кДж/моль.)

29. Определите изменение энтропии процесса

Н2(г)+С12(г)=2НСl(г).

(Ответ: 0,020 кДж/моль*К.)

30. Определите, как изменится равновесие системы

СО2 (г) +4Н2 (г) = СН4 (г) +2Н2О (г).

Проверьте вывод расчетом.

(Ответ: - 0,174 кДж/моль*К.)

2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Кинетика — учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство Gр.т.<0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, 298, Н2О (г) = - 228,59 кДж/моль, a 298, АlI3(к) = - 313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р =  1,013-105 Па возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н2(г) + 1/2О2(г)=Н2О(г);                            (1)

2А1(к)+3I2(к)=2 АlI3 (к).                                     (2)

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снижает кинетический «тормоз», и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых — концентрация и давление реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

ПРИМЕР 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе

2SО2(r)+О2(r)↔2SО3(r),

13

если объем  газовой смеси уменьшить в три раза?  В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение

Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SО2]=a, [O2]=b, [SO3] = с. Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции до изменения объема

         

После уменьшения объема гомогенной системы в 3 раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в 3 раза: [SО2]=3a, [О2]=3b, [SО3]=3c. При новых концентрациях скорости и прямой и обратной реакции:

Отсюда

     

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SО3.

ПРИМЕР 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2.

Решение

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется

эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле

Следовательно, скорость реакции Uт, при температуре 70°С больше скорости реакции Uт1, при температуре 30°С в 16 раз.

ПРИМЕР  3.   Константа  равновесия  гомогенной  системы

СО(г)+Н2О(г)  ↔ СО2(г)+Н2(г)

при  850°С  равна   1.  Вычислите  концентрации  всех  веществ при равновесии, если исходные концентрации:

[СО]исх =3 моль/л, [Н2О]исх =2 моль/л

14

Решение

При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

Uпр1[СО][Н2О];           Uобр = К2[СО2][Н2];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражении Кр входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО2]2 = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2O расходуются для образования х молей СO2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ

[СО2]р = [Н2]р =х моль/л;        [CO]p = (3—х) моль/л;

2О]р = (2—х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

х2 = 6—2х—Зх+х2; 5х = 6, л: =1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

O2]Р =1,2  моль/л;     [Н2]р =1,2 моль/л;

[CO]p =3 - 1,2= 1,8 моль/л;       [Н2О]Р =2 - 1,2=0,8 моль/л.

ПРИМЕР 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

РС15(г)↔РС13(г)+С12(г); ∆Н= +92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения PCl5?

Решение

Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения

одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС15 эндотермическая (∆Н>0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции   нужно    повысить    температуру;   б)   так   как   в   данной  системе

15

разложение PCl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации РСl3 или С12.

КОНТРОЛЬНЫЕ  ЗАДАНИЯ

31. Определите энергию активации реакции, если при увеличении  температуры с 500 до 1000 К константа скорости реакции возросла в 100 раз.

(Ответ: 38,2 кДж/моль.)

32. Определите энергию активации реакции, если при увеличении температуры от 330 до 400 К константа скорости реакции увеличилась в  105 раз.  

(Ответ:  180 кДж/моль.)

33. Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при 1000 К, если константа равновесия равна 1010.

(Ответ: —191,1 кДж/моль.)

34. Рассчитайте, во сколько раз изменится константа скорости реакции при увеличении температуры от 500 до 1000 К, если энергия активации равна 95,5 кДж/моль.

(Ответ: в 105 раз.)

35. Рассчитайте изменение константы скорости реакции при увеличении температуры от 500 до 1000 К, если энергия активации равна 38,2 кДж/моль.

(Ответ: в 100 раз.)

36. Рассчитайте энергию активации реакции, если при увеличении температуры от 500 до 1000 К константа скорости химической реакции возросла в 105 раз.

(Ответ: 95,5 кДж/ моль.)

37. Рассчитайте изменение скорости  химической  реакции

2СО(г) + О2(г)=2СО2(г)

при уменьшении давления в системе (за счет ее расширения) в 10 раз. Температура в системе поддерживается постоянной.

(Ответ: скорость уменьшится в 1000 раз.)

38. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции А+2В→С при увеличении давления в системе в 4 раза и одновременном повышении температуры на 40°С? Реагирующие вещества — газы. Температурный коэффициент реакции считать равным 2.

(Ответ: в 1024 раза.)

39. Вычислите температурный коэффициент реакции τ, если константа скорости этой реакции при 120°С равна 5,88*10-4, а при 170°С - 6,7-10-2.  

(Ответ: 0,1149.)

16

40. Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2А+В→2С при уменьшении давления всех веществ в системе в 3 раза и одновременном понижении температуры на 30°С? Реагирующие вещества - газы. Температурный коэффициент скорости реакции γ равен 2.

(Ответ: в 216 раз.)

41. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям: a) S(k)+О2 = SО2(к); б) 2SО2(r)+О2(r) =2SО3(r). Как изменится скорость этих реакций, если объем каждой системы уменьшится в 4 раза?

42. Реакция идет по уравнению N22 = 2NО. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N2] =0,049 моль/л; [О2]=0,01 моль/л;

Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] =0,005 моль/л.

(Ответ:   [N2] =0,0456 моль/л;  [О2]=0,0075 моль/л.)

43. Реакция идет по уравнению N2+3H2=2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2]=0,80 моль/л, [Н2] = 1,5 моль/л, [NН3]=0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2]=0,5 моль/л.

(Ответ: [NH3]=0,70 моль/л, [Н2]=0,6 моль/л.)

44. Реакция идет по уравнению Н2+I2=2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [Н2]=0,04 моль/л, [I2]=0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [Н2]=0,03 моль/л.

(Ответ: 3,2*10-4; 1,92* 10-4.)

45. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой форме, если понизить температуру от 120 до 80°С. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

46. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой форме при повышении температуры на 60°С, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен 2?

47. В гомогенной системе СО+Сl2↔СОСl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]=0,2 моль/л, [Сl2]=0,3 моль/л, [СОСl2] = 1,2

моль/л, Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации [Сl2] и [СО].

(Ответ; К=20, [Cl2]исх =1,5 моль/л, [СО]исх=1,4 моль/л.)

48. Константа скорости разложения N2О, протекающей по уравнению 2N2О = 2N2 + О2, равна 5*10-4. Начальная концентрация [N2O] = 0,6 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50% N2O.

(Ответ: 1,8* 10-2; 4,5* 10-3)

49. Равновесие гомогенной системы 4НСl(г) + О2 ↔2H2О(r) +2Сl2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н2О]р =0,14 моль/л, [Сl2]р =0,14 моль/л, [НСl]Р =0,2 моль/л, [О2] =0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.

17

(Ответ: [НС1]исх =0,48 моль/л; [О2]исх =0,39 моль/л.)

50. Окисление углерода и оксида углерода протекает по уравнениям: а) 2С+О2=2СО; б) 2CO+О2 = 2СО2. Как изменится скорость этих реакций, если объем каждой из систем уменьшить в 3 раза?

51. Во сколько раз увеличится скорость реакции СаО+H2О = Ca (OH)2 при увеличении концентрации реагирующих веществ в 4 раза?

52. Как изменится скорость реакции образования сернистой кислоты (кислотные дожди) SО2+ H2О = H2SO3 при увеличении концентрации SО2 в 3 раза?

53. Что     нужно    сделать    для    уменьшения   скорости реакции? Дайте

теоретическое обоснование ответа.

54.Укажите пути увеличения скорости реакции. Дайте теоретическое обоснование ответа.

55. Во сколько раз увеличится скорость реакции 2NO+О2 = 2NО2 при увеличении концентрации NО2  в 3 раза, а О2 - в 4 раза?

56. Написать математическое выражение для скоростей следующих реакций:

2SО2 (г) +О2 (г) +2Н2О (г) = 2H24;

2H2S (г) +3О2 (г) = 2SO2 (г) +2Н2О (г);       

Мn(к)+С12(г)=МnС12(к).

57. При транспортировке грузов с севера на юг температура повысилась на 20°С. Как изменится при этом скорость возможных реакций? Температурный коэффициент скорости реакции равен 4.

58. Как изменится скорость реакций при транспортировке грузов зимой и летом при разности температур 50°С? Температурный коэффициент равен 4.

59. При транспортировке грузов с севера на юг температура повысилась на 20°С. Как изменится при этом скорость возможных реакций? Температурный коэффициент скорости реакций равен 3.

60. Как изменится скорость реакции при транспортировке грузов зимой и летом при разности температур 40°С? Температурный коэффициент равен 3.

3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Состояние химического равновесия характеризуют химически обратимые реакции при равенстве скоростей прямого и обратного процессов ( ). Константа равновесия для реакции mA+nB=pC+qD имеет вид:

где [С], [D], [А], [В] — равновесные концентрации веществ С, D, А, В; т, п, р, q — стехиометрические коэффициенты.

18

Константа равновесия отражает полноту протекания процесса, т. е. выход продукта реакции. Являясь динамическим и подвижным, состояние химического равновесия при своем смещении () под действием различных факторов (С, Т, р), позволяет управлять процессом с помощью универсального принципа Ле-Шателье.

КОНТРОЛЬНЫЕ  ЗАДАНИЯ

61. В газовой фазе с начальными концентрациями
(моль/л) [СО] =0,01; [Н
2О]=0,02; [СО2] =0,01 протекает химическая реакция

по уравнению: СО(г)+Н2О(г)↔CО2(r)+H2(r). Концентрация СО в  состоянии равновесия равна 0,007 моль/л. Вычислите константу равновесия этой реакции.

(Ответ: 1,42.)

62. Исходная смесь состоит из 0,30 моль/л Н2 и 0,20 моль/л N2. Равновесие наступит, когда прореагирует 0,24 моль/л Н2. Вычислите константу равновесия, если уравнение химической реакции ЗН2(г)+N2(r) =2NH3(r).

(Ответ: 987,6.)

63. Смешивают 0,08 моль/л SО2 с 0,06 моль/л О2. Реакция 2SО2(r)+О2(r) = 2SО3(r) протекает в закрытом сосуде при постоянной температуре. К моменту наступления равновесия в смеси остается 20% первоначального количества SО2. Вычислите константу равновесия реакции.

(Ответ: ~3,0*102.)

64. Константа равновесия химической реакции Н2(г) + I2(г)↔2НI(г) при некоторой температуре равна 4. Рассчитайте равновесную концентрацию HI, если исходные концентрации Н2 и I2 равны соответственно 0,030 и 0,012 моль/л.

(Ответ: 1,71*10-2 моль/л.)

65. При синтезе аммиака при некоторых условиях в равновесии находятся 0,1 моль/л N2; 0,2 моль/л Н2 и 0,8 моль/л NH3. Вычислите константу равновесия и рассчитайте исходные концентрации азота и  водорода.

(Ответ: K=800; [N2]исх = 0,5 моль/л;      [Н2]исх = 1,4 моль/л.)

66. При некоторой температуре константа равновесия гетерогенной реакции FeO(к) + CO(r)=Fe(к) +СО2(г) равна 0,5. Чему равны равновесные концентрации СО и СО2, если их начальные концентрации равны: [СО] =0,05 моль/л, [СО2]=0,01 моль/л?

(Ответ: [СО]равн 1=0,04 моль/л, [СО2]равн=0,02 моль/л.)

67. Рассчитайте константу равновесия химической реакции при 300 К, если стандартная энергия Гиббса реакции при этой температуре равна - 57,3

19

кДж/моль.

(Ответ: КР=1010.)

68. Рассчитайте константу равновесия химической реакции при 1000 К, если стандартная энергия Гиббса реакции при этой температуре равна - 19,1    кДж/моль.  

 (Ответ: КР=10.)

69. Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при 1000 К, если константа равновесия равна 1010.

(Ответ: - 191,1 кДж/моль.)

70.  Определите стандартную энергию Гиббса химической реакции при

1000 К, если константа равновесия равна 10.

(Ответ: - 19,1 кДж/моль.)

71.   Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы СО2+С↔2СО. Как следует повысить давление, чтобы повысить выход СО?

72.  Напишите выражение константы равновесия гетерогенной системы С+Н2О(г)↔СО+Н2(г). Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции - образования Н2О?

73.    Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО (г) +H2О(r)СО2(г) + Н2 (г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО]Р =0,004 моль/л, [Н2О]р = 0,064 моль/л, [Н2]р =0,016 моль/л, [СО2]р = - 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО?

(Ответ: К=1; [Н2О]нсх =0,08 моль/л; [СО]исх = 0,02 моль/л.)

74. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) +
Н
2О(г) = СО2(г)+Н2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации [СО]исх = 0,10 моль/л, [Н2О]исх =0,40 моль/л.

(Ответ: [СО2]р2]р =  0,08 моль/л; [СО]р = 0,02 моль/л; [Н2О]р=0,32 моль/л.)

75. Константа равновесия гомогенной системы N2+3H2↔NH3 при некоторой температуре равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и

исходную концентрацию азота.

(Ответ: [N2]p = 8 моль/л; [N2]исх= 8,04 моль/л.)

76. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO+О2=↔2NО2 установилось при следующих концентрациях   реагирующих   веществ:    [NO]p  = 0,2    моль/л, [О2]р=0,1 моль/л, [NO2]p =0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации NO и О2.

(Ответ: К = 2,5;  [NO]исх =0,3 моль/л;   [О2]исх=0,15 моль/л.)

77. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N2 + 3Н2↔2NН3 и не смещается равновесие системы N22↔2NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакций в

20

этих системах до и после изменения давления. Напишите выражение для констант равновесия каждой из данных систем.

78. Для каких реакций равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции при сжатии смеси газов:

а) 2Ca(NО3)2↔2CaO+4NО22;

б) С+О2↔СО2;

в) N2О4↔2NО2;

г) СаСО3↔СаО+СО2?
Ответ обоснуйте.

79. Для каких реакций равновесие сместится в сторону образования исходных веществ при сжатии смеси газов:

а) 2SО22↔2SО3;

б) 4NH3+5О2↔4NO+6H2О;

в) 2СО+О2↔2СО2;

г) 2NO+О2↔2NО2?
Ответ обоснуйте.

80. Для каких реакций равновесие сместится в сторону образования исходных веществ при сжатии смеси газов:

а) Н2+I2↔2НI;

б) N2+3H2↔2NH3;

в) N2О4↔2NО2;

г) 4NH3+5O2↔4NO+6H2О?
Ответ обоснуйте.

81. Написать математическое выражение константы равновесия для следующих реакций:

а) N2+3H2↔2NH3;

б) Fe2O3+3CO4↔2Fe+3CO2.

Как увеличить выход продуктов реакции? Обе реакции экзотермические.

82. Как можно повысить выход аммиака по реакции: N2+3H2↔2NH3, ∆Н= - 92,6 кДж/моль?

83. Почему синтез аммиака в промышленности по реакции N2+3H2↔2NH3 ведут при повышенной температуре, хотя процесс экзотермический?

84. Для следующего обратимого процесса напишите выражение константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

2(г)+О2(г) ↔2Н2О(г), ∆Н = -583,6 кДж.

85. Для следующего обратимого процесса напишите выражение константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

N2(r)+О2(r)↔2NO(r), ∆Н = 180,8 кДж.

86.      Для     следующего     обратимого    процесса  напишите выражение

21

константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

2СО(г)+О2(г) ↔2СО2(г); ∆Н = -566,0 кДж.

87. Для следующего обратимого процесса напишите выражение константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

СО2(г)+С(к) ↔2СО(г); ∆Н = 172,5 кДж.

88. Для следующего обратимого процесса напишите выражение константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения

(С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

СаСО3(к) ↔СаО(к)+СО2(г); ∆Н = 177,4 кДж.

89. Для следующего обратимого процесса напишите выражение константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

СuО(к)+Н2(г) ↔Сu(к)+Н2О(г); ∆Н = - 76,5 кДж.

90. Для следующего обратимого процесса напишите выражение константы равновесия и определите, как можно изменить условия проведения (С, Р, Т), чтобы равновесие сдвинулось вправо:

I(г) ↔Н2(г) + I2(г); ∆Н =51,8 кДж.

4. СВОЙСТВА   РАСТВОРОВ.   ГИДРОЛИЗ  СОЛЕИ. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ  И  МЕТОДЫ  ЕЕ УСТРАНЕНИЯ

Жесткость воды выражается суммой миллиэквивалентов ионов Са2+ и Mg2+ содержащихся в 1 л воды (мэкв/л). Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Са2+  или 12,16 мг/л Mg2+.

ПРИМЕР 1. Вычислите жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 Са(НСО3)2.

Решение

В 1 л воды содержится 202,5:500 = 0,405 г Са(НСО3)2, что составляет 0,405:81=0,005 эквивалентных масс или 5 мэкв/л (81 г/моль — эквивалентная

масса Са(НСО3)2). Следовательно, жесткость воды 5 мэкв.

ПРИМЕР 2. Сколько граммов CaSО4 содержится в 1 м3 воды, если ее жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв?

Решение

Мольная масса CaSО4 136,14 г/моль; эквивалентная масса равна 136,14 : 2 = 68,07 г/моль. В 1 м3 воды жесткостью 4 мэкв содержится 4*1000 = 4000 мэкв, или 4000*68,07 = 272280 мг= = 272,280 г CaSО4.

ПРИМЕР 3. Какую массу соды надо добавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 мэкв?

Решение

В 500 л    воды    содержится  500*5 = 2500 мэкв солей, обусловливающих

22

жесткость воды. Для устранения жесткости следует прибавить 2500*53=132500 мг = 132,5 г соды (53 г/моль — эквивалентна масса Na23).

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом.

ПРИМЕР 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN, б)Na23, в)  ZnSО4. Определите реакцию среды

растворов этих солей.

Решение

а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN-. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН- воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы CN- связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется, как говорят, по аниону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN-+ H2О ↔HCN + ОН-,

или в молекулярной форме:

KCN +H2O↔НCN + KOH.

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН>7).

б) Карбонат натрия Na23 — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы СО32-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3- , а не молекулы Н2СО3, так как ионы НСО3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется  по  аниону.  Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

СО32- + Н2О ↔ НСО3- + ОН-,

пли в молекулярной форме

Na23+H20 ↔ NaHCО3+NaOH.

В растворе появляется избыток ионов ОН-,    поэтому раствор Na23 имеет щелочную реакцию (рН>7).

в) Сульфат цинка ZnSО4 — соль слабого многоосновного основания Zn(OH)2 и сильной кислоты H2S04. В этом случае Zn2+ связывают гидроксидные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование молекул Zn(OH)2 не происходит, так как ионы ZnOН+ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Zn2+ + H2OZnOH++ H+,

или в молекулярной форме

23

2ZnSО4+2H2О ↔ (ZnOH)2SО4+H2SО4.

     В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSО4 имеет кислотную реакцию (рН<7).

КОНТРОЛЬНЫЕ  ЗАДАНИЯ

91. В 1 л воды содержится 0,292 г Mg(HCО3)2. Определите жесткость воды.

92. Определите жесткость воды, в 100 л которой содержится 20,4 г CaSО4.

93. Сколько граммов соды Na23 надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 5 мг-экв/л?

94. Анализом установлено, что в 1 л воды содержится 0,2025 г гидрокарбоната кальция Са(НСО3)2. Чему равна жесткость этой воды?

95. В 1 л воды содержится 0,081 г Са(НСО3)2 и 0,272 г CaSО3. Чему равна жесткость этой воды?

96. Какую жесткость называют карбонатной, некарбонатной, общей? Как можно устранить карбонатную, некарбонатную жесткость? Напишите уравнения соответствующих реакций.

97. Укажите, какое из веществ каждой пары лучше диссоциирует в водном растворе. Ответ мотивируйте:

а)H2S или НСl;

б)НВг или HF.
См. табл. 8.

98. Какой раствор будет более щелочным: Na23 или Na2SiО3? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

99. Опишите соответствующие равновесия с водой следующих веществ: AgCl, KCN, СН3СООН. Приведите выражения их констант. Как они называются?

100. Раствор ацетата натрия в присутствии фенолфталеина бесцветен.  Однако при нагревании он приобретает розовую окраску. Объясните это, исходя из суммарных реакций, происходящих в растворе ацетата.

101. По каким критериям можно отличить чистое вещество от раствора? Ответ обоснуйте.

102. Константа равновесия реакции

CH3COONa+HCN = CH3COOH + NaCN

равна 2,6-10-5.      Какая из кислот слабее  (уксусная или синильная)? Ответ мотивируйте.

103. На чем основано применение антифризов в автомобилях?

104. На чем основано действие соли при очистке обледеневших тротуаров?

105. Важнейший полупродукт титанового производства — тетрахлорид

24

титана (TiCl4)—дымит на воздухе. Объясните это явление, подтвердив его соответствующими реакциями.

106. К раствору Na23 добавили следующие вещества: а) НСl, б) NaOH, в) Cu(NО3)2, г) K3S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

107. К раствору Al2(SО4)3 добавили следующие вещества: a) H24, б)

КОН, в) Na23, г) ZnSО4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

108. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl3 или FeCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

109. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

110. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

111. Почему раствор NH4CH3COO имеет рН = 7, а NH4CN -  рН=10? Чем Вы это можете объяснить?

112. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

113. В 1 л воды содержится 40,7 мг-ион Са2+ и 37,4 мг-ион Mg2+, Чему равна жесткость этой воды?

114. К 1 м3 жесткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия. На

сколько мг-эквивалентов понизилась жесткость?

115. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na23 или Na23? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

116. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) НС1, б) КОН, в) ZnCl2, г) Na23. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

117. С помощью справочных табл. 8 определите силу следующих электролитов: HNО3, HCN, H2S, H23, NH4OH, приведите уравнения их электролитической диссоциации, укажите знак ∆G процесса.

118. С помощью уравнений электролитической диссоциации покажите амфотерность гидроксидов: Ве(ОН)2; А1(OН)3.

119. Составьте молекулярные, и ионные уравнения гидролиза соли SeCl3. Как уменьшить гидролиз этой соли? (С, Т, рН).

25

120. По формулам солей CsNO3, BiCl3, K2Cr2O7 предскажите реакцию среды этих растворов (рН). Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза К2Сг2O7.

5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными называются реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления понимают тот условный заряд атома, который вычисляется из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Окисление-восстановление — это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление повышает степень окисления у восстановителя, а восстановление — понижает ее у окислителя. Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях: окислитель принимает электроны, а восстановитель — отдает. Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху, например Na2+1 О-2, Cl°2. Нулевое значение степени окисления имеют молекулы простых веществ, например Р° и S0, газов Н°2 и О°2, свободных металлов Pb°, Cu°. Степень окисления молекулы также равна нулю.

Все окислительно-восстановительные реакции разделяют на три

группы: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования. К межмолекулярным относятся реакции, у которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах, причем эти вещества могут быть как сложными, так и простыми. Эти реакции протекают и в газовом состоянии, и с участием твердых веществ, и в растворах. К внутримолекулярным относятся такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле. В этом случае атом с более положительной степенью окисления будет окислять другой атом с меньшей степенью окисления. К ним относятся реакции термического разложения. К третьей группе относятся реакции диспропорционирования. Протекание таких реакций сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента.

ПРИМЕР.    Составьте    уравнения    окислительно  -  восстановительной

26

реакции, идущей по схеме:

KMn+1О4+H3P+3О3+H2SО4Mn+2

О4+H3P+5О4+K2SО4+H2О.

Решение. Сначала определяем степени окисления атомов, которые ее

изменяют. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель

и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель    5     Р+3 - 2е = Р+6         процесс окисления

окислитель           2     Мп+7 + 5е = Мп+2   процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов — десять, Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnО4 + 5H3PО3+3H2SO4=

= 2MnSО4+5H3PО4 + K2SО4+3H2О.

КОНТРОЛЬНЫЕ  ЗАДАНИЯ

121. Реакции выражаются схемами:

KBr+KBrO3+H2SО4Br2+K2SО4+ Н2О

P+HIO3+H2OH3PO4+HI

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

122. Реакции выражаются схемами:

H2S + KMnО4+H2SО4→S+MnSО4+K2SО4+H2О

С122О—НСlO+НС1

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

123. Реакции выражаются схемами:

Na2SO3→Na2SO4+Na2S

KI + KClO3+H2SO4→I2+KC1 + K2SO4+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем,    какое     восстановителем:    какое  вещество окисляется, какое

27

восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

124. Реакции выражаются схемами:

КСlO3КСl+O2

KNO2+K2Cr2O7+H2SO4→KNO3+Cr2(SO4)3 + K2SO4+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

125. Реакции выражаются схемами:

H2S+Na2SO3+H2SO4→S+Na2SO4+H2O

НСlnO2→Сl2nСl22O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

126. Реакции выражаются схемами:

NH3 + O2→N2+H2O

K2MnO4+H2OKMnО4+MnO2+KOH

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

127. Реакции выражаются схемами:

Cu + HNO3→Cu (NO3)2+NO+H2O

KClO3→KClO4+KCl

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

128. Реакции выражаются схемами:

Al + K2Cr2O7+H2SO4→Al2(SO4)3+Cr2(SO4)3+H2O

KMnO4+HBr→Br2+KBr+MnBr2+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

28

129. Реакции выражаются схемами:

Сr2O3+КСlО3+КОН→К2CгO4+КСl2O

H2S+H8SO3→S+3H8O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в

уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

130. Реакции выражаются схемами:

Р+Н2О→H3РO3+РН3

FeSO4+HNO3+H2SO4→Fe2(SO4)3+NO+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

131. Реакции выражаются схемами:

PbO2+Pb + H2SO4→PbSO4+H2O

H2S + HNO3→H2SO4+NO+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

132. Реакции выражаются схемами:

P+HNO3→H3PO4+NO

Pb(NO3)2→PbO+NO2+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в  уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

133. Реакции выражаются схемами:

S+NaOH→Na2SO3+Na2S+H2O

Au+HNO3+HCl→AuCl3+NO+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

134. Реакции выражаются схемами:

KMnO4+Na2SO3+KOH→K2MnO4+Na2SO4+H2O

29

NaCrO2+Br2+NaOH→Na2CrO4+NaBr+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем,  какое  восстановителем:  какое  вещество  окисляется,  какое

восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

135. Реакции выражаются схемами:

AgNO3→Ag+NO2+O2

НСl + К2Сг2O7→Сl2+СгСl3+КСl2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

136. Реакции выражаются схемами:

Сl2+КОН→КОСl + КСl2O

KNO2+PbO2+HClKNO3+PbCl2+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

137. Реакции выражаются схемами:

K4[Fe(CN)6]+Cl2 = K3[Fe(CN)6]+KCl

Со (ОН)2+O22O→Со (ОН)3

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

138. Реакции выражаются схемами:

KI+KI3+H2SO4I2+K2SO4+H2O

Cd+KMnO4+H2SO4→CdSO4+MnSO4+K2SO4+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

139. Реакции выражаются схемами:

FeS+HNO3→Fe(NO3)2+S+NO+H2O

K2MnO4+H2OKMnO4+MnO2+KOH

Составьте    электронные     уравнения.    Расставьте    коэффициенты   в

30

уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

140. Реакции выражаются схемами:

H2SO3+HClO3→H2SO4+HCl

KNO2+H2SO4→ KNO3+K2SO4+NO+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем: какое вещество окисляется, какое восстанавливается. К какой группе относятся окислительно-восстановительные реакции?

31 

Варианты контрольного задания

Номер варианта

Номера задач

Номер варианта

Номера задач

1

2

3

4

01

1,31,61,91,121

51

21,51,81,111,121

02

2,32,62,92,122

52

22,52,82,112,122

03

3,33,63,93,123

53

23,53,83,113,123

04

4,34,64,94,124

54

24,54,84,114,124

05

5,35,65,95,125

55

25,55,85,115,125

06

6,36,66,96,126

56

26,56,86,116,126

07

7,37,67,97,127

57

27,57,87,117,127

08

8,38,68,98,128

58

28,58,88,118,128

09

9,39,69,99,129

59

29,59,89,119,129

10

10,40,70,100,130

60

30,60,90,120,130

11

11,41,71,101,131

61

1,31,61,91,131

12

12,42,72,102,132

62

2,32,62,92,132

13

13,43,73,103,133

63

3,33,63,93,133

14

14,44,74,104,134

64

4,34,64,94,134

15

15,45,75,105,135

65

5,35,65,95,135

16

16,46,76,106,136

66

6,36,66,96,136

17

17,47,77,107,137

67

7,37,67,97,137

18

18,48,78,108,138

68

8,38,68,98,138

19

19,49,79,109.139

69

9,39,69,99,139

20

20,50,80,100,140

70

10,40,70,100,140

21

21,51,81,111,121

71

11,41,71,101,121

22

22,52,82,112,122

72

12,42,72,102,122

23

23,53,83,113,123

73

13,43,73,103,123

24

24,54,84,114,124

74

14,44,74,104,124

Продолжение таблицы

1

2

3

4

25

25,55,85,115,125

75

15,45,75,105,125

26

26,56,86,116,126

76

16,46,76,106,126

27

27,57,87,117,127

77

17,47,77,107,127

28

28,58,88,118,128

78

18,48,78,108,128

29

29,59,89,119,129

79

19,49,79,109,129

30

30,60,90,120,130

80

20,50,80,100,130

31

1,31,61,91,121

81

21,51,81,111,131

32

2,32,62,92,122

82

22,52,82,112,132

33

3,33,63,93,123

83

23,53,83,113,133

34

4,34,64,94,124

84

24,54,84,114,134

35

5,35,65,95,125

85

25,55,85,115,135

36

6,36,66,96,126

86

26,56,86,116,136

37

7,37,67,97,127

87

27,57,87,117,137

38

8,38,68,98,128

88

28,58,88,118,138

39

9,39,69,99,129

89

29,59,89,119,139

40

10,40,70,100,130

90

30,60,90,120,140

41

11,41,71,101,131

91

1,31,61,91,121

42

12,42,72,102,132

92

2,32,62,92,122

43

13,43,73,103,133

93

3,33,63,93,123

44

14,44,74,104,134

94

4,34,64,94,124

45

15,45,75,105,135

95

5,35,65,95,125

46

16,46,76,106,136

96

6,36,66,96,126

47

17,47,77,107,137

97

7,37,67,97,127

48

18,48,78,108,138

98

8,38,68,98,128

49

19,49,79,109,139

99

9,39,69,99,129

50

20,50,80,100,140

00

10,40,70,100,130

Список литературы

1. Коровин, Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2003.

2. Глинка, Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002.

3. Фролов, В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 2001.

4. Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии: учеб. пособие. - 5-е изд.- М.: Высш. школа, 2003.

5. Полинг, Л. Химия/ Л. Полинг, П. Полинг - М.: Мир, 2000.

6. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2004.

7. Новиков, Г.И.Основы общей химии. – М.: Высшая школа, 2000.

8. Н.В. Коровина. Лабораторные работы по химии – М.: Высшая школа, 2001.

9. Шретер, В. Химия: справочное издание/ В. Шретер, К.Х. Лаутеншлегер, Х.Бибрак.  – М.: Химия, 1989.

34

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Стандартные теплоты  (энтальпии) образования ∆H°298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

АН°298, кДж/моль

Вещество

Состояние

АН°298,

кДж/моль

С2Н2

г

+ 226,75

СО

г

- 110,52

CS2

г

+ 115,28

СН3ОН

г

- 201,17

NO

г

+90,37

С2Н5ОН

г

- 235,31

С6Н6

г

+ 82,33

Н2O

г

- 241,83

С2Н4

г

+ 52,28

Н20

ж

- 285,84

H2S

г

- 20,15

NH4Cl

к

- 315,39

ВаО

к

- 558,1

ВаСО3

к

- 1219

NH3

г

- 46,19

СО2

г

- 393,51

СН4

г

-74,85

Fe2О3

к

- 822,10

С2Н6

г

- 84,67

Са(ОН)2

к

- 986,50

НСl

г

- 92,31

А12О3

к

- 1669,80

TiО2

к

- 943,9

MgO

к

-601,8

Таблица 2

Стандартная энергия Гиббса образования 298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

298,

кДж/моль

Вещество

Состояние

298,

кДж/моль

ВаСО3

к

- 1138,8

FeO

к

- 244,3

СаСО3

к

-1128,75

Н2О

ж

- 237,19

Fe3О4

к

- 1014,22

Н2О

г

- 828,59

ВеСОз

к

- 944,75

РbO2

к

- 219,0

СаО

к

- 604,2

СО

г

- 137,27

ВеО

к

- 581,61

СН4

г

- 50,79

ВаО

к

-528,4

NO2

г

+ 51,84

СО2

г

- 394,38

NO

г

+ 86,69

NaCl

к

- 384,03

С2Н2

г

+ 209,20

ZnO

к

- 318,2

TiO2

к

- 883,3

MgO

к

- 569,6

(-888,6)

35

Таблица 3

Стандартные абсолютные энтропии S°298 некоторых веществ

Вещество

Состояние

S0298,

Дж/(моль . К)

Вещество

Состояние

298.

Дж/(моль . К)

С

Алмаз

2,44

Н2О

г

188,72

С

Графит

5,69

N2

г

191,49

ВаСО3

к

112

ВаО

к

70,3

Са(ОН)2

к

76,1

СаСОз

к

88,7

Fe

к

27,2

NH3

г

192,50

Ti

к

30,7

СО

г

197,91

S

Ромбическая

31,9

С2Н2

г

200,82

О2

г

205,03

TiО2

к

50,3

H2S

г

205,64

FeO

к

54,0

NO

г

210,20

H2О

ж

69,94

СО2

г

213,65

Fe2О3

к

89,96

С2Н4

г

219,45

NH4C1

к

94,5

CI2

г

222,95

СН3ОН

ж

126,8

2

г

240,46

H2

г

130,59

PCI3

г

311,66

Fe3О4

к

146,4

PCI5

г

352,71

CH4

г

186,19

MgO

к

26,24

HC1

г

186,68

С2Н6

г

229,5

C2H5OH

ж

160,7

СаО

к

39,7

Таблица 4

Радиусы атомов (Å)

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

1

1H

0,46

2He

1,22

2

Li3

155

Be4

1,13

5B

0,91

6C

0,77

7N

0,7

8O

0,66

9F

0,71

10Ne

1,60

3

Na11

1,89

Mg12

1,60

13Al

1,43

14Si

1,34

15P

1,31

16S

1,04

17Cl

0,99

18Ar

1,92

4

K19

2,36

Ca20

1,97

Sc21

1,64

Ti22

1,46

V23

1,34

Cr24

1,27

Mn25

1,35

Fe26

1,26

Co27

1,25

Ni28

1,24

29Cu

1,28

30Zn

1,39

31Ga

1,39

32Ge

1,39

33As

1,48

34Se

1,6

35Br

1,14

36Kr

1,98

Rh45

1,34

Pd46

1,37

                                                                                           Продолжение таблицы 4  

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

5

Rb37

2,48

Sr38

2,15

Y39

1,81

Zz40

1,60

Nb41

1,43

Mo42

1,39

Tc43

1,36

Ru44

1,34

47Ag

1,44

48Bd

1,56

49Zn

1,66

50Sn

1,58

51Sb

1,61

50Te

1,7

53I

1,33

54Xe

2,18

6

Cs55

2,68

Ba56

2,21

La57

1,87

Hf72

1,59

Ta73

1,43

W74

1,40

Re75

1,37

Os76

1,338

Ir77

1,358

Pt78

1,35

79Au

1,44

80Hg

1,60

81Tl

1,71

82Pb

1,75

83Bi

1,82

84Po

1,7

85At

86Rn

2,2

7

Fr87

2,8

Ra88

2,35

Ac89

1,88

Ku104

105

Таблица 5

Энергия (потенциал) ионизация и электроотрицательность атомов элементов

Порядковый номер элемента

Периоды

Элемент

Потенциал ионизации

Электроотрица-тельность ЭО

1

2

3

4

5

1

I

H

1354

2.15

2

He

24,48

-

3

II

Li

5,37

1

4

Be

9,3

1,5

5

B

8,28

2,0

6

C

11,24

2,5

7

N

12,54

3,0

8

O

13,61

3,5

9

F

17,42

4,0

10

Ne

21,55

-

11

III

Na

5,14

0,9

12

Mg

7,64

1,2

13

Al

7,98

1,5

14

Si

8,14

1,8

15

P

10,55

2,1

16

S

10,35

2,5

17

Cl

13,01

3,0

18

Ar

15,75

-

                                                                                           Продолжение таблицы 5

1

2

3

4

5

19

IV

K

4,34

0,8

20

Ca

6,11

1,0

21

Sc

6,56

0,9

22

IV

Ti

6,73

1,5

23

V

6,74

1,6

24

Cr

6,76

1,6

25

Mn

7,43

1,5

26

Fe

7,90

1,8

27

Co

7,86

1,7

28

Ni

7,63

1,8

29

Cu

7,72

1,9

30

Zn

9,39

1,6

31

Ga

6,00

1,6

32

Ge

7,88

2,0

33

As

9,81

2,0

34

Se

9,75

2,4

35

Br

11,84

2,9

36

Kr

13,99

-

37

V

Rb

4,18

0,8

38

Sr

5,69

1,0

39

Y

6,38

1,2

40

Zn

6,83

1,4

41

Nb

6,88

1,6

42

Mo

7,13

1,8

43

Tc

7,23

1,9

44

Ru

7,36

2,2

45

Rh

7,46

2,2

46

Rd

8,33

2,2

47

Ag

7,57

1,9

48

Cd

8,99

1,7

49

Zn

5,78

1,7

50

Sn

7,33

1,8

51

Sd

8,64

1,9

52

Te

9,01

2,1

53

I

10,44

2,5

54

Xe

12,12

-

55

VI

Cs

3,89

0,7

                                                                                            Продолжение таблицы 5

1

2

3

4

5

56

Ba

5,81

0,9

57

La

5,61

0,9

72

Hf

5,5

1,3

73

Ta

7,7

1,5

74

VI

W

7,98

1,7

75

Re

7,87

1,9

76

Os

8,7

2,2

77

Ir

9,2

2,2

78

Pt

8,96

2,2

79

Au

9,22

2,4

80

Hg

10,43

1,9

81

Tl

6,1

1,8

82

Rb

7,14

1,8

83

Bi

7,27

1,9

84

Po

8,2

2,0

85

At

9,2

2,2

86

Rn

10,74

-

87

Fr

3,98

0,7

88

Ra

5,27

0,9

89

Ac

6,89

1,1

104

Ku

-

-

Таблица 6

Энергия связи при 298 К (250С)

Связь

Соединения или группы

Есв, кДж/моль

1

2

3

С – С

Парафины

262,3

С = С

Олефины

423,23

С ≡ С

Ацетиленовые

759,4

С = С

Бензольное кольцо

С – Н

Бензольное кольцо

357,98

С – Н

Олефины

С – Н

Парафины

С – Br 

Галогеналкилы

238

С – Cl 

То же

293

                                                                                    Продолжение таблицы 6

1

2

3

C – F

435

C – I

180

C – N

Амины

223,8

C = O

CO2

711-753

H – O

H2O

460,2

H – S

H2S

343

N – N

N – N

113

N – H

NH3

348,5

N = O

NO2

439,3

O – O

H2O

35

O = O

O2

493,6

S = O

SO2

550,6

S = O

SO2

385,8

Si = O

SiO2

473

N ≡ N

Na

945,3

Cl – Cl

Cl2

242,6

Ca = O

CaO

423

Cu = O

CuO

267

F – F

F2

155

H – H

H2

432,1

H – F

HF

565,7

H – Cl

HCl

431,6

H – Br

HBr

362,5

H – I

HI

298,3

Mg = O

MgO

412,5

Na – Cl

NaCl

411,3

Zn = O

ZnO

275

Таблица 7

Дипольные моменты μ некоторых молекул

Вещество

Дипольный момент

Вещество

Дипольный момент

Вещество

Дипольный момент

H2

0

HI

0,38

NH3

1,46

N2

0

NaI

4,9

PH3

0,55

Cl2

0

RCl

6,3

AsH3

0,16

NO

0,16

KI

6,8

AsF3

2,6

CO

0,11

H2O

1,84

SiF4

0

CO2

0

H2S

0,93

SF6

0

                                                                                          Продолжение таблицы 7

1

2

3

4

5

6

CS2

0

SO2

1,61

LiClO4

7,84

HF

1,91

BeCl2

0

CH4

0

HCl

1,04

H2O2

2,1

CCl4

0

HBr

0,79

Таблица 8

Константы диссоциации (Кд) некоторых электролитов в водных растворах при 18-250С

Электролиты

Формула

Кд

1

2

3

Азотистая кислота

HNO2

4,0 . 10-4

Азотная кислота

HNO3

4,36 . 10

Алюминиевая (мета) кислота

HAlO2

7 . 10-13

Борная (орто) кислота

H3BO3

I    5,8 . 10-10

II   1,8 . 10-13

III  1,6 . 10-14

Борная (тетра) кислота

H2B2O7

I   1 . 10-4

II   1 . 10-9

Бромистоводородная кислота

HBr

1 . 109

Водорода пероксид

H2O2

2,63 . 10-12

Германиевая кислота

H2GeO3

I   1,7. 10-9

II 1,9 . 10-13

Йодистоводородная кислота

HI

1 . 1011

Кремниевая (мета) кислота

H2SiO3

I 2,2 . 10-10

II 1,6 . 10-12

Марганцовая кислота

HMnO4

2 . 102

Молибденовая кислота

H2MoO4

II 1 . 10-6

Мышьяковая (орто) кислота

H3AsO4

I 5,89 . 10-3

II 1,05 . 10-7

III 3,89 . 10-12

Мышьяковая (орто) кислота

H3AsO3

I 6 . 10-10

II 1,7 . 10-14

                                                                                               Продолжение таблицы 8

1

2

3

Оловянистая кислота

H2SnO2

6 . 10-18

Оловянная кислота

H2SnO3

4 . 10-10

Роданистоводородная кислота

HCNS

1,4 . 10-1

Свинцовистая кислота

H2PbO2

2 . 10-16

Селенистая кислота

H2SeO3

I 3,5 . 10-8

II 5 . 10-8

Селеновая кислота

H2SeO4

I 1 . 103

II 1,2 . 10-2

Серная кислота

H2SO4

I 1 . 103

II 1,2 . 10-2

Сернистая кислота

H2SO3

I 1,58 . 10-2

II 6,31 . 10-8

Сероводородная кислота

H2S

I 6 . 10-8

II 1 . 10-14

Тиосерная кислота

H2S2O3

I 2,2 . 10-1

II 2,8 . 10-2

Угольная кислота

H2CO3

I 4,45 . 10-7

II 4,69 . 10-11

Фосфорная (орто) кислота

H3PO4

I 7,52 . 10-3

II 6,31 . 10-8

Фосфористая (орто) кислота

H3PO3

I 1,6 . 103

II 6,3 . 10-7

Фтористоводородная кислота

HF

6,61 . 10-4

Хлористоводородная кислота

HCl

1 . 107

Хлорноватистая кислота

HClO

5,01 . 108

Хромовая кислота

HCrO4

I 1,10 . 10-2

II 6,31 . 10-8

Цианистоводородная (синильная) кислота

HCN

7,9 . 10-10

Уксусная кислота

CH3COOH

1,75 . 10-5

Муравьиная кислота

HCOOH

1,76 . 10-4

Гидроксид аммония

NH4OH

1,8 . 10-5

                                                                                               Продолжение таблицы 8

1

2

3

Гидроксид алюминия

Al(OH)3

1,38 . 10-9

Гидроксид бария

Ba(OH)2

2,3 . 10-1

Гидроксид железа (II)

Fe(OH)2

II 1,3 . 10-4

Гидроксид железа (III)

Fe(OH)3

II 1,82 . 10-11

III 1,31 . 10-12

Гидроксид кадмия

Cd(OH)2

II 5 . 10-3

Гидроксид кальция

Ca(OH)2

II 4,3 . 10-2

Гидроксид кобальта

Co(OH)2

II 4 . 10-5

Гидроксид лантана

La(OH)3

III 5,2 . 10-4

Гидроксид лития

LiOH

6,75 . 10-1

Гидроксид магния

Mg(OH)2

II 2,5 . 10-3

Гидроксид марганца

Mn(OH)2

II 5,0 . 10-4

Гидроксид меди

Cu(OH)2

II 3,4 . 10-7

Гидроксид натрия

NaOH

5,9

Гидроксид  никеля

Ni(OH)2

II 2,5 . 10-5

Гидроксид свинца

Pb(OH)2

9,6 . 10-4

Гидроксид скандия

Sc(OH)3

III 7,6 . 10-10

Гидроксид хрома

Cr(OH)3

III 1,02 . 10-10

Гидроксид цинка

Zn(OH)2

II 4 . 10-5

Таблица 9

Растворимость солей и оснований в воде (Р- растворимое, М- малорастворимое, Н- практически не растворимое, прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой)

Анионы

Катионы

Li+

Na+, K+

NH4+

Cu2+

Ag+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Zn2+

Hg2+

Al3+

Sn2+

Pb2+

Bi3+

Cr3+

Mn2+

Fe3+

Fe2+

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

Cl -

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

                                                                                                    Продолжение таблицы 9

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

Br -

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

I -

Р

Р

Р

-

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Н

-

Р

Р

-

Р

NO3 -

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

Р

Р

-

Р

Р

CH3COO -

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

-

-

Р

-

Р

S2 -

Р

Р

Р

Н

Н

-

Р

Р

Р

Н

Н

-

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

SO32 -

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SO42 -

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Н

Р

-

Р

Р

Н

-

Р

Р

Р

Р

CO32 -

Р

Р

Р

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SiO42 -

Р

Р

-

-

-

Н

Н

Н

Н

Н

-

Н

-

Н

-

-

Н

Н

Н

CrO43 -

Р

Р

Р

Н

Н

Р

М

М

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

Р

Н

-

-

PO43 -

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

OH -

Р

Р

Р

Н

-

Н

М

М

Р

Н

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Таблица 10

Основные классы неорганических веществ

Вещества

Классификация веществ

Примеры

1

2

3

Простые

Металлы

(85 элементов)

s - элементы (кроме H, He)

p – элементы Al, Ga, Ln, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi.

d - элементы

f - элементы

Неметаллы

 (22 элемента)

s - элементы (H, He)

p –элементы B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te.

галогены

благородные газы

Сложные

Бинарные

                                                                                                Продолжение таблицы 10

1

2

3

соединения

гидриды

карбиды

нитриды

оксиды

сульфиты

галиды

Соли

средние

кислые (гидро-)

основные (гидроксо-)

Гидроксиды

кислоты

амфолиты

(амфотерные)

основания  

LiH, NaH, CaH2, BaH2 

Be2C, CaC2, Al4C3

Na3N, Mg3N2, Si3N4 

Na2O, CaO, Al2O3

K2S, ZnS, Fe2S3

NaCl, BaCl2, FeCl3

NaNo3, Al2(SO4)3, K3PO4

NaHSO4, KH2PO4, Ca(H2PO4)2

MgOHCl, (CuOH)2SO4, Fe(OH)2Cl

HNO3, H2SO4, H3PO4

Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2

H2ZnO2, H3AlO3, H2BeO2

KOH, Ba(OH)2, Ni(OH)3

Таблица 11

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

1

Металл + кислота → соль + водород

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

2

Металл + неметалл → соль бескислородной кислоты

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

3

Металл (1) + соль (1) → соль (2) + металл (2)

Fe + CuCl2 =FeCl2 + Cu

4

Основной оксид + кислотный оксид → соль

BaO + SO3 = BaSO4

5

Основной оксид + кислота → соль + вода

BaO + 2HCl = BaCl2 + Y2O

6

Основание + кислота → соль + вода (реакция нейтрализации)

Ba(OH)2 +_ 2HCl = BaCl2 + 2H2O

7

Основание + кислотный оксид → соль + вода

Ba(OH)2 + SO3 = BaSO4 + H2O

Продолжение таблицы 11

8

Основание (1) + соль (1) → соль (2) + основание (2)

Ba(OH)2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KOH

9

Соль (1) + кислота (1) → соль (2) + кислота (2)

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

10

Соль (1) + соль (2) → соль (3) + соль (4)

BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl

Таблица 12

Некоторые термодинамические функции при 298 К (250С), 100 кПа

Вещество

∆Р0, кДж/моль

S0, Дж/моль ∙ град

G0, кДж/моль

1

2

3

4

Fe(к)

0

27,15

0

Fe2O3 (к)

-822,2

89,96

-740,3

Al2O3(к)

-1676

49,9

-1582

Pb(к)

0

64,9

0

Pb (NO3)2

-446

21,32

-251

B2O3 (к)

-1272,8

53,85

MgO(к)

-601,8

26,94

-569,8

MgCO3(к)

-1096,21

65,69

-1029,3

CaCO3(к)

-1206

92,9

-1128,8

BaCO3(к)

-1202

112,1

-1164,8

KCl(к)

-427,1

81,02

-400,16

KClO3(к)

-391,2

142,97

-291,1

KClO4(к)

148,01

-294,38

Si(к)

0

18,72

0

SiO2 (α-кварц)

-910,0

42,09

-856,7

Продолжение таблицы 12

1

2

3

4

WO3(к)

81,59

-746,3

S(моноклиническая)

+0,3

32,55

S (ромбическая)

0

106,6

0

H2S(г) 

-20,9

205,64

-33,6

C(алмаз)

+1,897

2,38

2,83

C(графит)

0

5,74

0

CO((г)

-110,5

197,91

-137,1

CO2(г)

-393,5

213,65

-394,4

CH4(г)

-74,9

186,1

-50,8

C2H2(г)

+226,8

200,82

+208,4

C2H4(г)

+52,3

219,45

+68,2

C2H6(г)

-84,67

224,9

-32,23

C6H6(г)

+82,93

269,2

+127,1

C6H6(ж)

-49,04

173,2

Cl2 (г)

0

223,0

0

F2 ,(г)

0

198,65

0

H2(г)

0

130,6

0

H2O(г)

-241,8

188,72

-228,6

H2O(ж)

-285,8

69,94

-237,2

HCl(г)

-91,8

186,68

-94,8

HBr(г)

-34,1

198,4

-51,3

Hl(г)

+26,6

206,3

+1,8

HF(г)

-265,61

170,19

-267,73

COCl2(г)

-223,0

289,2

-206,23

NH4Cl(к)

-314,2

94,5

-203,2

N2(г)

0

191,49

0

Продолжение таблицы 12

1

2

3

4

NH3(г)

-46,2

192,5

-16,7

NO(г)

+90,2

210,2

+86,6

NO2(г)

+33,89

240,46

+51,5

N2O(г)

+82,0

220,2

+104,1

O2(г)

0

205,03

0

SO2(г)

-296,9

243,13

-300,2

SO3(г)

-395,8

251,49

-371,2

Таблица 13

Некоторые характеристики веществ при 298 К

Вещество

Энергия кристал-лической решетки, кДж/моль

Температура плавления, 0С

Плотность, г/см3

Электропроводность,

ом .см-1

Теплопроводность

Ag

Cu

Au

Al

Na

Mg

Mo

W

Zn

Co

C (алмаз)

S

NaCl

288

340

344

310

109

150

651

842

131

440

480

-

770

961

1083

2063

660

98

651

2620

3370

420

1495

3500

113

801

10,50

8,92

19,30

2,70

0,97

1,74

10,20

19,30

7,14

8,9

3,51

2,07

2,16

6,3·105

6,0·105

6,0·105

3,8·105

2,4·105

2,2·105

1,3·105

1,8·105

1,7·105

1,6·105

1,0·10-14

1,0·10-17

1,0·10-17

4,23

4,18

2,93

2,09

1,34

1,59

1,46

1,67

1,13

0,67

0,04

-

-

48

Таблица 14

Произведения растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 250С

Электролит

ПР

Электролит

ПР

1

2

3

4

AgBr

AgCl

Ag2CrO4

AgI

Ag2S

Ag2SO4

BaCO3

BaCrO4

BaSO4

CaCO3

CaC2O4

CaF2

CaSO4

Ca3(PO4)2

Cd(OH)2

CdS

6 . 10-13

1,8 . 10-10

4 . 10-12

1,1 . 10-16

6 . 10-50

2 . 10-5

5 . 10-9

1,6 . 10-10

1,1 . 10-10

5 . 10-9

2 . 10-9

4 . 10-11

1,3 . 10-4

1 . 10-29

2 . 10-14

7,9 . 10-27

Cu(OH)2

CuS

Fe(OH)2

Fe(OH)3

FeS

HgS

MnS

PbBr2

PbCl2

PbCrO4

PbI2

PbS

PbSO4

SrSO4

Zn(OH)2

ZnS

2,2 . 10-20

6 . 10-36

1 . 10-15

3,8 . 10-38

5 . 10-18

1,6 . 10-52

2,5 . 10-10

9,1 . 10-6

2 . 10-5

1,8 . 10-14

8,0 . 10-9

1 . 10-27

1,6 . 10-8

3,2 . 10-7

1 . 10-17

1,6 . 10-24

Для заметок

50

Для заметок

51

Составитель Заглядимова Н.В.

Химия

Методические указания к контрольным работам для студентов экономического и инженерного факультетов заочной формы обучения

Печатается  по решению редакционно-издательского

совета НГИЭИ в авторской редакции

Сдано в набор  ____   Подписано в печать______

Формат_____Усл. печ.. л._____ Тираж_____экз. Заказ______

Издательство НГИЭИ, 606340 г. Княгинино, ул. Октябрьская 22

Отпечатано в типографии НГИЭИ

606340 Нижегородская область, г. Княгинино, ул.Октябрьская 22


38

37

39

42

44

45

49

36

40

43

46

47

3

32

41




1. Основные функции и правовое значение неустойки
2. Пояснительная записка к проекту федерального закона О внесении изменений в Федеральный закон О Централ
3. на тему- ldquo;Сальвадор Дали ldquo;король сюрреализмаrdquo;rdquo; Студентки 2го курса Философс
4. т Социалистический 109434 Ходатайство О вызове эксперта В производстве Октябрьского
5. На тему- Закон свободной конкуренции Выполнила- Баранник Дарья Группа 02
6. Решения конфликтных ситуаций (на примере ООО Атлант)
7. Тема- Определение расчетным путем часового расхода топлива
8. Курсова робота з дисципліни- Оцінка нерухомості Звіт з оцінки офісного приміщення що знаходиться за
9. Вирощування гороху
10. Статья 1 Внести в Федеральный закон от 23 августа 1996 года N 127ФЗ
11. Трагедия принца Гамлета
12. а. Перспективные методы хранения товаров наименование товаров
13. Стили и методы работы руководителя и психологический микроклимат в организации.html
14. Контрольная работа- Организация рабочего времени
15. х символьный алфавит
16. Тактика предявлення для впізнання живих осіб
17. Архитектура Китая
18. ТЕМАТИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ КАФЕДРА ВЫСШЕЙ АЛГЕБРЫ МЕТОДИЧЕСКИЕ УК
19. старте придумывают название для своего почтамта распределяют участки работы отделы операции решают кого
20. Разработка технологического процесса восстановления оси коромысел двигателя Д37