Тема: Моль. Количество вещества эквивалента (эквивалент) и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Закон эквивалентов

Тема: Моль. Количество вещества эквивалента (эквивалент)

и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Закон эквивалентов.

№4.

Из 1.3г гидроксида металла получается 2,85г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.

Решение.

Молярная масса эквивалента гидроксида металла Ме равна сумме молярных масс эквивалентов металла Ме и гидроксильной группы ОН¯;

Молярная масса сульфата металла равна сумме молярных масс эквивалентов металла Ме и кислотного остатка SО4¯² ;

Молярная масса эквивалента ОН¯ равна+1);

Молярная масса эквивалента кислотного остатка SО4¯² равна молярной массе кислотного остатка SО4¯² (96), деленной на основность кислоты (2), т. е. 96/2=48.

По закону эквивалентов составляем пропорцию

1.3г - mЭ(Ме)+17

2.85г - mЭме+48

1.3*mЭме +1.3*49 = 2.85*mЭме + 2.85*17

1.55mЭме = 13.95

MЭме = 9 г/моль.

Тема: Строение атома

№25

Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.

Решение.

Орбиталь – это пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Электроны, движущиеся в орбиталях близкого размера, образуют электронные слои, или энергетические уровни.

Энергетические уровни нумеруют в порядке возрастания от ядра: 1,2,3,4,5,6,7. Иногда их обозначают соответственно: K, L, M, N, O, P, Q.

Целое число n, обозначающее номер уровня, называют квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого уровня, поэтому они сильнее притягиваются к ядру. Чем больше номер энергетического уровня, тем, соответственно, выше энергия электронов этого уровня.

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода в системе Менделеева, в котором он стоит.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня:

N=2n²;

N – число электронов; n - номер уровня(считая от ядра) или главное квантовое число.

В соответствии с эти уравнением наибольшее число электронов:

на 1-ом уровне-не более2; на 2-ом не более 8; на 3-ем не более 18, на 4-ом не более32.

Строение электронного уровня.

Начиная со 2-го уровня, уровни разделяются на подуровни. Число подуровней равно значению главного квантового числа, т. е. числу уровня, но не более 4.

Подуровни состоят из орбиталей. Подуровни обозначают в направлении от ядра: s, p, d, f.

Первый подуровень s состоит из одной s-орбитали;

Второй подуровень p состоит из 3-ех p-орбиталей;

третий подуровень d –из 5-ти d-орбиталей;

четвертый подуровень f состоит из 7-ми f-орбиталей.

Принцип Паули: в каждой орбитали может находиться не более 2-ух электронов.

Принцип наименьшей энергии: Каждый электрон в атоме занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его прочной связи с ядром. Наименьшей энергией обладают электроны 1-го энергетического уровня. С ростом порядкового номера элемента электроны заполняют орбитали и уровни в порядке их возрастания: уровни от1 к 7, подуровни от s до f.

В соответствии с этим составляется электронная формула атомов периодической системы элементов Менделеева.

Электронная конфигурация обозначается : nl^, где n-главное квантовое число, l-орбиталь (s, p, d, f), ^- число электронов.

Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s/2s/2p/3s/3p/4s/3d/4p/5s/4d/5p/6s/5d'/4f/5d/6p/7s/(6d¹¯²)/5f/6d/7p

Ответ:

Так как по принципу наименьшей энергии электроны заполняют орбитали и уровни в порядке возрастания их энергий: уровни от1 до 7, орбитали от s до f, то из орбиталей 4s и 3d раньше заполнится орбиталь 3 уровня, т. е. 3d, а из орбиталей 5s и 4p раньше заполнится орбиталь 4 уровня, т. е. 4p.

Электронная формула атома элемента с порядковым номером 21 будет содержать 4 уровня, т. к. число уровней равно номеру периода в системе Менделеева.

Итак, электронная формула элемента скандия выглядит так:

21 Sc 1s²/2s²2p6/ 3s²3p63d¹ / 4s²

4 уровень 4s²

3 уровень3s²3p63d¹

2 уровень2s²2p6

1 уровень1s²

Тема: Периодическая система элементов

№51.

У какого из p-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

Решение.

Электронные формулы фосфора P и сурьмы Sb:

15P 1s²/2s²2p6/ 3s²3p3

3 уровень3s²3p3

2 уровень2s²2p6

1 уровень1s²

51 Sb 1s²/2s²2p6/ 3s²3p63d10 / 4s²4p64d10/5s²5p3

5 уровень 5s²5p3

4 уровень 4s²4p64d10

3 уровень3s²3p63d10

2 уровень2s²2p6

1 уровень1s²

Атом фосфора относится к V группе III периода, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов, он относится к p-элементам.

Атом сурьмы относится к V группе V периода, на внешнем энергетическом уровне тоже 5 электронов, идет заполнение p-подуровня.

Неметаллические свойства атома определяются сродством к электрону, т. е. способностью присоединять электроны. У фосфора электроны на 3 внешнем уровне, в p-орбитали сильнее притянуты к ядру, чем у сурьмы в 5 уровне, ему легче притянуть электроны, т. е. легче проявить неметаллические свойства. Поэтому, несмотря на одинаковое количество электронов на внешнем уровне, неметаллические свойства сильнее выражены именно у фосфора.

В случае образования водородного соединения фосфором или сурьмой электрон с внешней оболочки водорода перейдет на внешнюю оболочку атома фосфора и сурьмы, но в случае фосфора это притяжение будет сильнее, и, соответственно, восстановительные свойства (способность отдавать электроны) слабее проявятся у фосфора, сильнее у сурьмы.

Тема: Химическая связь и строение молекул.

Конденсированное состояние вещества.

№63.

Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным?

Какие химические связи имеются в ионах NH4¯ и BF4 ¯? Укажите донор и акцептор.

Решение.

При наличии незавершенных внешних энергетических уровней атома он стремится к их заполнению путем химического взаимодействия и образования химической связи с другими атомами. В образовании химической связи участвуют валентные электроны, т. е. электроны незавершенного внешнего уровня. Химические связи могут быть 3-ех типов:

ковалентная, ионная и металлическая.

Ковалентная связь. Когда два атома приближаются друг к другу на близкое расстояние, электронные орбитали внешних незавершенных уровней перекрывают друг друга, притягивают ядра атомов и образуют общее электронное облако или ковалентную связь.

Если возникает одно общее электронное облако или ковалентная связь, то связь называется одинарной, если две пары электронов образуют связь – она называется двойной и т. д.

Итак, ковалентная связь это химическая связь, осуществляемая электронными парами. Это двухэлектронная и двухцентровая (удерживает два ядра) связь. Соединения с ковалентной связью называются гомеополярными или атомными. Связь может быть неполярной (электронное облако равномерно удалено от центров ядер атомов, как в двухатомных молекулах О2 N2 H2) и полярной (смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью как NH3, HCl).

Разновидностью ковалентной связи является донорно-акцепторная связь. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома как в случае образования иона аммония NH4+.

Схема образования связей иона аммония NH4+.

Строение атома N: N7 1s²/2s²2p3

2 уровень2s²2p3

1 уровень1s²

Строение атома Н: 1s¹

1 уровень1s¹

В молекуле аммиака каждый из 3-ех p-электронов азота N участвует в образовании ковалентной связи с одним электроном атома водорода, образуется тройная связь. При этом у атома азота N осталась неподеленная пара s-электронов. У иона же водорода H+ имеется свободная 1s-орбиталь.

При образовании иона аммония связь образуется за счет неподеленной пары s-электронов молекулы аммиака NH3 и свободной s-орбитали иона водорода H+.

Атом, предоставляющий неподеленную пару электронов (в данном случае N), называется донором, атом, принимающий ее (в данном случае H) называется акцептором.

Схема образования связей в ионе BF4¯.

Строение атома B: B5 1s²/2s²2p¹

2 уровень2s²2p¹

1 уровень1s²

Строение атома F: F9 1s²/2s²2p5

2 уровень2s²2p5

1 уровень1s²

Атом бора имеет на внешнем уровне один неспаренный p-электрон и два спаренных s - электрона

Атом фтора имеет на внешнем уровне два спаренных s-электрона, две пары спаренных p-электронов и один неспаренный p-электрон.

В образовании молекулы BF3 участвуют три электрона внешнего уровня атома бора и остается свободная p-орбиталь (т. к. из возможных 3-ех орбиталей на 2-ом подуровне занята лишь одна), а также по одному неспаренному p-электрону внешнего уровня от 3-ех атомов азота). В этом соединении фтор донор, бор акцептор.

Ион фтора F¯ образуется присоединением электрона к атому фтора, при этом на внешнем уровне атома фтора заполняется 3-ий последний подуровень 2 –ого уровня, свободной орбитали нет.

Далее в образовании иона фтора BF4¯ участвует пара электронов атома фтора и свободная орбиталь атома бора.

Связь ковалентная, донорно-акцепторная, донор – фтор F, акцептор – бор B.

Тема: Энергетика химических процессов (термохимические расчеты)

Задача №99.

При сгорании 1л ацетилена (н. у.) выделяется 56.053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2 (г).

Решение.

Реакция горения ацетилена (н. у.) выражается термохимическим уравнением6

С2Н2 (г) + 2½О2 = 2 СО2(г) + Н2О (г)

Теплотой образования (энтальпией) С2Н2 называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях (н. у.).

Обычно теплоту образования относят к стандартному состоянию, т. е. 25ºС (298ºК) и 1.013-10 Па и обозначают через ∆Н. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то в дальнейшем индексы опускаются, и тепловой эффект обозначается через ∆Н.

Для определения теплоты образования ацетилена нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид:

2 С (графит) + Н2(г) + = С2Н2 (г); ∆Н = ?

исходя из следующих данных:

а). С2Н2 (г) + 2½О2 = 2 СО2(г) + Н2О (г); ∆Нх. р.

б). С (графит) + О2(г) = СО2 (г); ∆Н = -393.51 кДж (см. табл.5)

в). Н2 +½О2 (г) = Н2О (г); ∆Н = - 241.83 кДж (см. табл.5)

Из закона Авогадро вытекает, что при одинаковых условиях 1 г/моль любого газа занимает объем 22.4л.

Тепловой эффект реакции сгорания 1 литра ацетилена С2Н2 (г) по условиям задачи составил 56.053 кДж.

Исходя из уравнения а). в реакцию вступил 1 г/моль ацетилена С2Н2 (г), следовательно тепловой эффект реакции по уравнению а). составит:

1л - 56.053 кДж

22.4л - Х кДж

Х == 1255.587 кДж

Т. е. ∆Нх. р. по уравнению а). = 1255.587 кДж

Термохимические расчеты проводят на основании закона Гесса

«Тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода»

и следствия из закона Гесса

«Тепловой эффект реакции ∆Нх. р. равен сумме теплот образования ∆Нобр. Продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции»

∆Нх. р.= ∑Нобр. прод. - ∑Нобр. исх.

На основании следствия из закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как с алгебраическими. Для получения искомого результата оперируем с коэффициентами уравнения, умножая уравнение б) на коэффициент 2, уравнение в) оставляя без изменения, затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения а)

С2Н2 (г) + 2½О2 – 2С - 2О2 - Н2 - ½О2 = 2СО2(г) + Н2О (г) +1255.587 кДж - 2СО2-2(-393.51 кДж) - Н2О –(- 241.83 кДж);

∆Нх. р. = 1255.587 кДж +2*(-393.51 кДж) +(- 241.83 кДж);

∆Нх. р = 226.75 кДж

С2Н2 = 2С+Н2 +226.75 кДж

Стандартная теплота образования ацетилена С2Н2 составляет 226.75 кДж.

Тема: Химическое сродство

Задача № 000

Вычислите ∆Hº, ∆Sº и ∆Gтºреакции, протекающей по уравнению

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3(к) водородом при 500 и 2000ºК?

Решение.

1. В химической реакции, протекающей по уравнению:

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)

Тепловой эффект реакции (∆Нх. р.), исходя из следствия закона Гесса, равен сумме теплот образования ∆Нобр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

∆Нх. р.= ∑Нобр. прод. - ∑Нобр. исх.

∆Нх. р.= (2 ∆Н°Fe(к) +3∆Н°Н2О (г)) – (∆Н° Fe2O3(к) + 3 ∆Н°Н2г)

- теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю;

- теплота образования Н2О (г) равна -241.83 (по табл. №5)

- теплота образования Fe2O3(к) равна -822.10 (см. табл.№5)

Исходя из указанных данных:

∆Нх. р.= 3(-241.83) – (-822.10) = -725.49 – (-822.10) = 96.61 кДж

Ответ: ∆Нх. р.= 96.61 кДж

Примечание: в условии задачи № 000 (стр. 51 методических указаний) в праой части уравнения перед молекулой воды проставлен коэффициент 2, считаю, что коэффициент должен быть 3.

2. Изменение энтропии продуктов химической реакции, протекающей по уравнению

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г),

Рассчитывается по формуле:

∆Sх. р.= ∑Sпрод. - ∑Sисх.

∆Sх. р.= (2 ∆S°Fe(к) +3∆S°Н2О (г)) – (∆S° Fe2O3(к) + 3 ∆S°Н2г), где:

∆S°Fe(к)= 27.2 Дж/(моль*К)

∆S°Н2О (г))= 188.72 Дж/(моль*К)

∆S° Fe2O3(к) = 89.96 Дж/(моль*К)

∆S° O/H2(г) = 130.59 Дж/(моль*К)

(данные из табл.7)

С учетом этих данных:

∆Sх. р.= (2*27.2 +3*188.72) – (89.96+3*130.59) = 620.56-481.73 = 138.83 Дж/(моль*К)

Ответ: ∆Sх. р.= 138.83 Дж/(моль*К)

3. Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно - термического потенциала или энергии Гиббса).

Убыль энергии Гиббса ∆G°х. р. в химической реакции

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)

вычисляем по формуле:

∆G°х. р = ∆Н° - Т*∆S°

∆G°х. р = 96.61 – 298*0.13883 = 96.61-41.37 = +55.24кДж

Ответ: ∆G°х. р = +55.24кДж

Т. к. ∆G°х. р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция - окисление железа (коррозия).

Определяем температуру, при которой ∆G°х. р.= 0

∆Н = Т*∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96.61/0.13883 = 695.9°К,

отсюда находим убыль энергии при 500°К :

∆G500 =96.61-500*0.13883 кДж = +27.19 кДж

Таким образом, ∆G при температуре 500°К составляет +27.19 кДж,

т. е. ∆G > 0 и реакция невозможна.

При температуре 2000°К находим ∆G2000 аналогично:

∆G2000 = 96.61 – 2000*0.13883 = 96= - 181.кДж

∆G2000 = - 181.кДж

∆G2000 <0, значит при температуре 2000°К реакция возможна.

Примечание:

Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г),

из вышеприведенных расчетов равна 695.9°К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500°К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т. е. при 2000°К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.

Химическая кинетика и равновесие

Задача № 000.

Почему при изменении давления смещается равновесие системы

N2 +3 H2 ↔2 NH3 и не смещается равновесие системы

N2 + O2↔ 2NO?

Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и братной скорости реакций в этих системах до и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

Решение.

Имеются два уравнения реакции

1). N2 +3 H2 ↔2 NH3

2).N2 + O2↔ 2NO?

В уравнении (1) обозначим концентрации реагирующих веществ:

[N2] = a; [H2] = b; [NH3] = с

Согласно закону действующих масс, скорость прямой и обратной реакций до изменения давления равны

Vпр = Ка*b³ Vобр = К1*с²

Предположим, что давление гомогенной системы увеличилось в два раза, тогда концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в два раза:

[N2] = 2a; [H2] = 2b; [NH3] = 2с

при новых концентрациях скорости прямой и обратной реакций равны:

V´пр = К(2а)*(2b)³ = 16Кab³ V´обр = К1*(2с)² = 4К1*с²

Отсюда:

V´пр/ Vпр = 16К*a*b³/ К*а*b³ = 16;

V´обр /Vобр = 4К1*с²/ К1*с² = 4.

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 16 раз, а обратной только в 4 раза. Равновесие системы сместилось в сторону образования NH3.

Теперь рассмотрим уравнение (2).

Обозначим концентрации реагирующих веществ:

[N2] = a; [О2] = b; [NО] = с

Тогда скорости прямой и обратной реакций будут равны

Vпр = Ка*b Vобр = К1*с²

При увеличении давления в два раза концентрации будут равны:

[N2] = 2a; [О2] = 2b; [NО] = 2с

а скорости прямой и обратной реакций:

V´пр = К(2а)*(2b) = 4Кab; V´обр = К1*(2с)² = 4К1с²

Отсюда:

V´пр/ Vпр = 4Кab/ Ка*b = 4

V´обр/ Vобр = 4К1с²/ К1*с² = 4.

Скорости прямой и обратной реакций изменились одинаково, т. е. в 4 раза. Равновесие системы не изменилось и реакция не идет.

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

Для реакции по уравнению

N2(г) +3 H2(г) ↔2 NH3(г)

Vпр = К[N2] [H2]³ Vобр = К1 [NH3]²

Кравн = К/К1 = [NH3]²/ [N2] [H2]³

Для реакции по уравнению:

N2(г) + O2(г)↔ 2NO(г)

Vпр = К[N2] [O2] Vобр = К1 [NO]²

Кравн = К/К1 =[NO]² /[N2] [O2].

Тема Концентрации

Задача № 000

Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75см3 0.3н раствора серной кислоты прибавить 125см3 0.2н раствора KOH?

2KOH + H2 SO4= K2 SO4+ 2H2O

Вещества вступают во взаимодействие в количествах, обратно пропорциональных их концентрациям, при этом для этого уравнения будет действительно равенство:

Vк*Ск = Vщ*Cщ

Определим, какое количество 0,2н раствора KOH израсходуется на нейтрализацию 75см3 0.3н раствора серной кислоты.

Vк*Ск = Vщ*Cщ

Vщ= Vк*Ск / Cщ=75*0,3/0,2=112.5см3

Избыток KOH составляет

= 12.5см3 0,2н раствора KOH

Эквивалент KOH равна молярной массе, деленной на валентность металла.

Э = М/1 = 56г

Количество KOH в 12.5см3 0,2н раствора составляет

0.2*56/1000*12.5=0,14г KOH

Ответ: 0,14г KOH

Тема: Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена

Задача № 000

Какие из веществ KHCO3, CH3COOH, NiSO4, Na2S взаимодействуют с раствором H2 SO4?

Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.

2KHCO3+ H2 SO4= K2 SO4+ H2O +CO2

2K+ 2HCO3¯ +2H+ + SO4¯² = 2K+ SO4¯²+H2O + CO2

2HCO3¯= H2O + CO2

Na2S + H2 SO4= Na2S O4 + H2S

2Na+ + S¯² +2H+ SO4¯² = 2Na + SO4¯²+ H2S

S¯² +2H= H2S

CH3COOH+ H2 SO4= CH3COO¯+H+ + 2H+ + SO4¯²

NiSO4+ H2 SO4= Ni+² + SO4¯²+2H+ + SO4¯²

Реакция с кислоты с кислотой и кислоты с солью, образованной от этой же кислоты не идет до конца, образуется равновесная система или смесь растворов.

Тема Свойства растворов

№ 000

Вычислите температуру кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле. Температура кипения бензола 80.2ºС. Эбулиоскопическая константа его 2.57ºС.

По закону Рауля повышение температуры кипения раствора по сравнению с температуры кипения растворителя выражается уравнением:

,где

∆Т – изменение температуры кипения раствора, ºС

К - эбулиоскопическая константа,ºС;

m - масса растворенного вещества, г;

m1- масса растворителя, г;

М - молярная масса растворенного вещества, г

М С10H8 = 12*10+ 1*8 = 128г

= 2.57 =1.05ºС

Ткип = 80,2+1.05=81.25ºС.

Ответ: Температура кипения 5%ного раствора нафталина С10H8 в бензоле 81.25ºС.

Тема: Гидролиз солей.

Задача № 000.

Какое значение PH (7 < pH<7) имеют растворы солей:

Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Гидролиз – это химическое 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 pH среды.

1.Na3PO4 это соль сильного основания (щелочи) NaOH и средней кислоты (фосфорной) H3PO4. Гидролиз соли идет по анионному типу, т. к. катион Na+, связываясь с гидроксил-анионом OH¯, образует сильный электролит NaOH, который диссоциирует на ионы.

Фосфорная трехосновная кислота образует три вида солей:

NaH2PO4 –первичный фосфат Na, хорошо растворимый

Na2HPO4 – вторичный фосфат Na, практически нерастворимый

Na3PO4- третичный фосфат Na, практически нерастворимый.

Из этого ясно, что при гидролизе Na3PO4, т. е. реакции, идущей до образования слабодиссоциирующей (плохорастворимой) соли, будет образовываться вторичный фосфат натрия Na2HPO4.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

PO4¯³ + H2O ↔ HPO4¯² + OH¯

Молекулярное уравнение:

Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH

2 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

Na2HPO4 + H2O↔ H2PO4¯² +OH¯

Молекулярное уравнение

Na2HPO4 + H2O↔ NaH2PO4 + NaOH

3 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

H2PO4¯+ H2O = H3PO4 + OH¯

Молекулярное уравнение

NaH2PO4 + H2O = H3PO4 + NaOH

Обычно реакция идет по первой ступени, далее накапливаются гидроксильные ионы OH¯ и не дают реакции идти до конца.

Так как образуется кислая соль и сильное основание (щелочь), реакция раствора будет щелочная, т. е. pH>7.

2.Соль K2S, сульфид калия – это соль сильного основания и слабой фтористоводородной кислоты H2S. Гидролиз соли будет идти в две ступени, т. к. сероводородная кислота двухосновна, по анионному типу. Соль K2S при растворении в воде диссоциирует на катион К+ и сульфид-анион S¯². Катион К+ не может связать гидроксильный анион, т. к. при этом образуется сильный электролит KOH, который тут же диссоциирует на ионы, а сульфид-анион S¯² слабой кислоты связывается с гидроксильной группой в малодиссоциирующее соединение.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

S¯² + H2O = HS¯ + OH¯

Молекулярное уравнение

K2S + H2O = KHS + KOH

2 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

HS¯ + H2O = H2S + OH¯

Молекулярное уравнение

KHS + H2O = H2S + KOH

Гидролиз протекает по первой ступени с образованием сильнощелочной реакции, pH>7.

3. CuSO4, сульфат меди – соль сильной кислоты и слабого многокислотного основания. Cu(OH)2 . Гидролиз соли будет идти с образованием катионов основной соли CuOH+.

1 ступень

Ионно-молекулярное уравнение

Cu+² + H2O↔ CuOH+ + H+

Молекулярное уравнение

CuSO4+ H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4

По 2 ступени реакция не пойдет из-за образующегося избытка ионов водорода сильной серной кислоты. Среда имеет кислую реакцию, pH<7.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции.

Задача № 000.

Реакции выражаются схемами

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + 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.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. При этом одно вещество окисляется, другое восстанавливается, это процесс взаимосвязанный.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления – это условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное количество электронов.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Отдающий электрон – восстановитель, сам при этом окисляется,

Принимающий электрон - окислитель, сам при этом восстанавливается.

Решение.

1.Сначала в данной схеме уравнения определим степень окисления атомов в левой и правой части уравнения, затем проанализируем как изменилась степень окисления каждого атома, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, составим электронные уравнения и методом баланса электронных уравнений расставим коэффициенты.

-2 0 +6 -1

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

Степень окисления серы S в соединении H2S (-2)-низшая,

в соединении H2SO4(+6)-высшая. Сероводород является восстановителем, сам окисляется.

Степень окисления хлора в свободном хлоре –(0)- промежуточная, в хлористом водороде

(-1)-низшая. Хлор является окислителем, сам восстанавливается.

Напишем электронные уравнения:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8 К=1

Окислитель 2Cl° + 2e = 2Cl¯¹ процесс восстановления /2 К=4

Общее число электронов, отданное восстановителем-8, их отдает одна моль сероводорода. Это же число электронов должен принять окислитель: 1 моль хлора принимает 2 электрона, по закону кратности 8 электронов примут 4 моль хлора. Ставим коэффициент 1 перед молекулой H2S и коэффициент 4 перед молекулой Cl2. Расставляем остальные коэффициенты в соответствии с этими. Уравнение принимает вид:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

Итак, в представленной реакции:

- Cl2– окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие 8 атомов хлора, принимают 8*1=8 электронов.

-H2S –восстановитель, сам окисляется, 1 молекула, содержащая 1 атом серы,

отдает 1*8=8 электронов.

2. Схема уравнения реакции:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Проставляем степени окисления

+6 -2 +3 +6

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ H2O

Атом хрома меняет степень окисления с +6 на +3, т. е принимает 3 электрона и является окислителем.

Атом серы в молекуле серной кислоты не меняет степень окисления, значит в процессе окислительно-восстановительном не принимает участия. Атом серы, входящий в состав молекулы сероводорода меняет степень окисления с (-2) на (0), т. е. отдает электроны и является восстановителем. Электронные уравнения принимают вид:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8

Окислитель Cr +6 + 3e = Cr +3 процесс восстановления /3

С учетом того, что в молекулу K2Cr2O7 входит 2 атома Cr, общее число электронов, принятое молекулой K2Cr2O7 равно 6, электронное уравнение принимает вид:

Восстановитель S¯² -8e = S+6 процесс окисления /8

Окислитель 2Cr +6 + 6e =2Cr +3 процесс восстановления /6

Наименьшее кратное для цифр 8 и 6 –это 24.

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей S¯² равен 24/8 =3

Коэффициент для атомов молекулы, содержащей Cr +6 равен 24/6 =4

Проставляем эти коэффициенты и подбираем остальные.

Уравнение реакции принимает вид:

4K2Cr2O7 +3H2S + 16H2SO4 →3S + 4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4+ 28H2O

Итак, в представленной реакции:

-K2Cr2O7 – окислитель, сам восстанавливается; 4 молекулы, содержащие8 атомов хрома, принимают 8*3=24 электрона.

-H2S – восстановитель, сам окисляется, 3 молекулы, содержащие 3 атома серы,

отдают 3*8=24 электрона.

Тема: Электродные потенциалы и электродвижущие силы.

Задача № 000

Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом – анодом.

Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

Электродный потенциал – это двойной электрический слой, характеризующийся скачком потенциала, который образуется на границе металл-жидкость.

Механизм его возникновения таков: при погружении металлической пластинки в в воду катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. Электроны, остающиеся в металле придают поверхностному слою отрицательный заряд. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В системе устанавливается подвижное равновесие:

Ме+ mH2O ↔ Ме(Н2О) (в растворе) + ne¯ (в металле), где

n-число электронов, принимающих участие в процессе.

Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Потенциал стандартного водородного электрода при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; ∆G° = 0).

Если расположить металлы в ряд по мере возрастания их электродных потенциалов Е°, получим ряд стандартных электродных потенциалов или ряд напряжений.

Чем меньше значение стандартного электродного потенциала Е°, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.

Напомним, что на аноде:

проходит окисление, процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Отдающий электрон – восстановитель, сам при этом окисляется,

На катоде:

Происходит восстановление, процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Принимающий электрон - окислитель, сам при этом восстанавливается.

Для решения используем данные ряда напряжений и вышеизложенные правила.

Металлы, имеющие меньшее числовое значение Е°, т. е. расположенные в ряду напряжений выше меди, будут проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т. е. Ме° будет служить анодом и отдавать электроны. При этом медь будет катодом.

Выберем любой металл, например висмут.

Bi/Bi Е°= +0.215в

Cu/Cu Е°= +0.340в

На аноде:°

Bi° - 3e = Bi+3 /6:3=2/2

На катоде:

Си+2 +2e = Сu° /6:2=3/3

По методу наименьшего кратного расставим коэффициенты, уравнение примет вид:

2 Bi + 6e + 3Си+2 +6e = 2Bi+3 + 3Сu° или

2 Bi + 3Си+2 = 2Bi+3 + 3Сu°

Теперь рассмотрим вариант, когда медь будет служить анодом. Выберем металл, расположенный ниже меди в ряду напряжений, например серебро.

Ag+ /Ag Е°= +0.80в

Cu/Cu Е°= +0.340в

Медь (простое вещество), имея меньшее числовое значение E°, будет проявлять восстановительные свойства, т. е. отдавать электроны и служить анодом.

На аноде:

Сu° - 2e = Си+2

На катоде:

Ag+ + e = Ag°

Суммарное уравнение реакции

Сu° - 2e +2Ag+ +2 e = Си+2 +2 Ag°

Сu°+2Ag+ = Си+2 +2 Ag°

Тема: Электролиз

Задача № 000.

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH.

Сколько литров (н. у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0.5 А?

В растворе или расплаве катионы и анионы движутся хаотично. Если в эту среду опустить нейтральные (графитовые) электроды, пропустить постоянный электрический ток, то движение катионов и анионов принимает направленное движение соответственно их знакам.

На катоде катионы принимают электроны, восстанавливаясь, на аноде анионы отдают электроны, окисляясь.

Таким образом, электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Процессы электролиза раствора и расплава отличаются друг от друга тем, что при электролизе раствора в электролизе принимают участие молекулы воды Н2О, в электролизе расплава участвуют только катионы и анионы вещества.

1. Напишем уравнения электролиза раствора NaCl.

На катоде: 2Н2О +2e¯ = H2 + 2 OH¯

На аноде: 2Cl¯ -2e¯ = Cl2 (газ)

Суммарное в ионной форме:

2Н2О +2e¯ = H2 + 2 OH¯

2Cl¯ -2e¯ = Cl2 (газ)

2Н2О+2Cl¯ электролиз H2 +Cl2 + 2 ОН¯

Суммарное в молекулярной форме:

2 Н2О + 2NaCl электролиз H2 +Cl2 + 2 ОН¯

На катоде выделяется водород, на аноде - хлор,

а в растворе накапливается NaOH (Na+ + OH¯)

2. Напишем уравнения электролиза раствора KOH

KOH ↔K+ + OH¯

На катоде :2Н2О +2e¯ = H2 + 2 OH¯ /2

На аноде: 4ОН¯ -4 e¯ = 2 H2O +O2 (газ) /1

Суммарное : 4Н2О +4e¯ +4ОН¯ -4 e¯ = 2H2 + 4OH¯ + 2 H2O +O2 (газ)

2 Н2О электролиз 2H2(газ) + O2 (газ)

На катоде выделяется водород, на аноде - кислород,

а в растворе накапливается КOH (К+ + OH¯)

3. Напишем уравнения электролиза расплава NaCl.

NaCl↔ Na+ +Cl¯

На катоде : Na+ +e¯ = Na(мет) /2

На аноде : 2 Cl¯ -2e¯ = Cl2 (газ) /1

Суммарное:

2 Na+ 2+e¯ +2Cl¯ -2e¯ электролиз 2Na(мет) +Cl2(газ)

2 Na2Cl электролиз 2Na(мет) +Cl2(газ)

4. Напишем уравнения электролиза расплава КОН.

КОН↔К+1 + ОН¯

На катоде : К+1 +e¯ = K(мет) /4

На аноде : 4ОН¯ - e¯ = 2 H2O +2O +4e

4ОН¯ - e¯ = 2 H2O +O2 +4e /1

Суммарное:

4К+ + 4ОН¯ = K(мет) + 2 H2O +O2

КОН электролиз K(мет) + 2 H2O +O2

Чтобы вычислить, сколько литров (н. у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0.5 А, применим закон Фарадея.

На аноде выделяется кислород, его количество определяем по формуле, выражающей закон Фарадея

m= mэ *I*t/96500, где:

m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде;

mэ - молярная масса эквивалента вещества; mэО2 =8г

I - сила тока; I =0.5А

t - продожительность электролиза, сек, t =30*60=1800сек;

m= mэ *I*t/96500 = 8*0.5*30*60/96500 = 0.0746г

Исходя из того, что 1г-моль кислорода (32г) занимает объем 22.4 л (н. у.), определенная масса кислорода 0.0746г займет объем:

0.0746*22.4/32 = 0.052л (н. у.)

Ответ: при указанных условиях на аноде выделится 0.052л О2.

Тема: Коррозия металлов.

Задача № 000

Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов. Каков состав продуктов коррозии.

Коррозия металла – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металла в результате взаимодействия с окружающей средой химическим или электрохимическим путем.

При электрохимической коррозии протекают окислительно-восстановительные реакции, т. е. обязательны два процесса: анодный и катодный.

Электрохимическая коррозия металла протекает, когда металл находится в водном растворе или во влажной атмосфере. Коррозия, протекающая во влажной атмосфере, называется атмосферной. При этом окислителем является кислород.

Анодный процесс разрушения (окисления) металла выражается уравнением:

Ме° - ne¯ = Ме

Катодный процесс восстановления молекул кислорода, растворенного в воде:

2H2O +O2 +4e¯= 4OH¯

Рассмотрим, как протекает атмосферная коррозия железа с нарушенным никелевым покрытием.

Определим положение образующихся гальванических пар в ряду напряжений.

Fe +2 /Fe° Е°= -0.44в

Ni +2 /Ni° Е°= -0.25в

Учитываем правило, что металл, имеющий меньшее числовое значение Е°, т. е. расположенный в ряду напряжений выше, будет проявлять большие восстановительные свойства как простое вещество, т. е. этот Ме° будет служить анодом и отдавать электроны

Значит в данном варианте железо, имеющее меньшее числовое значение в ряду напряжений, чем никель, будет подвергаться окислению:

Fe° - 2e¯ = Fe +2 - на аноде;

1/2О2 + Н2О +2e¯ = 2 ОН ¯ - на катоде.

Далее катионы железа соединятся с гидроксильной группой, образуя нерастворимое (смотрим таблицу растворимостей) Fe(ОН)2

Fe +2 + 2 ОН ¯= Fe(ОН)2.