Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии

Содержание

 

 

Тема I. Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии

 

0. Запишите уравнение Клапейрона-Менделеева и объясните его суть. Укажите единицы всех величин, входящих в это уравнение.

 

Состояние данной массы газа полностью определено, если известны его давление, температура и объем. Эти величины называют параметрами состояния газа. Уравнение, связывающее параметры состояния, называют уравнением состояния.

Уравнение Клапейрона-Менделеева - это зависимость между параметрами идеального газа (давлением p, объёмом V и абсолютной температурой Т), определяющими его состояние.

Уравнением Менделеева–Клапейрона имеет вид:

pV = mRT/M,

где р – давление (например. в атм ), V – объем (л), m – масса (г), М – молярная масса (г/моль), R – универсальная газовая постоянная (0,0821 л·атм/моль·K), Т – температура (К).

Физический смысл универсальной газовой постоянной в том, что она показывает, какую работу совершает один моль идеального газа при изобарном расширении при нагревании на 1 К (R = 8,31 ДжДмоль • К)).

Уравнение Менделеева–Клапейрона показывает, что возможно одновременное изменение трех параметров, характеризующих состояние идеального газа. Однако многие процессы в газах, происходящие в природе и осуществляемые в технике, можно рассматривать приближенно как процессы, в которых изменяются лишь два параметра. Особую роль в физике и технике играют три процесса: изотермический, изохорный и изобарный.

Изопроцессом называют процесс, происходящий с данной массой газа при одном постоянном параметре – температуре, давлении или объеме. Из уравнения состояния как частные случаи получаются законы для изопроцессов.

Изотермическим называют процесс, протекающий при постоянной температуре. Т = const. Он описывается законом Бойля–Мариотта:

pV = const.

Изохорным называют процесс, протекающий при постоянном объеме. Для него справедлив закон Шарля:

V = const, p/T = const.

Изобарным называют процесс, протекающий при постоянном давлении. Уравнение этого процесса имеет вид

V/T = const

и называется законом Гей-Люссака. 

 

 

 

а) Из оксида неизвестного металла массой 6,50 г был получен металл массой 4,45 г. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида, определите неизвестный металл.

Дано:

m(оксида) = 6,50 г

m(металла) = 4,45 г

---------------------------

Мэкв(металла) =?

Мэкв(оксида) = ?

Решение

m(кислорода) = m(оксида) - m(металла)

m(кислорода) = 6,50 – 4,45 – 2,05 г

согласно закону эквивалентов:

Мэкв(металла) = Мэкв(кислорода) ∙ m(металла) / m(кислорода)

Мэкв(металла) = 8∙4,45/2,05 = 17,36 г/моль∙экв

Мэкв(оксида) = Мэкв(металла) + Мэкв(кислорода)

Мэкв(оксида) = 17,36 + 8 = 25,36 г/моль∙экв

Неизвестный металл – хром.

Ответ: молярная масса эквивалентов металла равна 17,36 г/моль∙экв, молярная масса эквивалентов оксида – 25,35 г/моль∙экв.

 

 

б) Напишите формулы следующих веществ: дигидрофосфат марганца (III), хромат серебра, фосфат дигидроксожелеза (III), азотистая кислота; сульфит аммония.

 

дигидрофосфат марганца (III) – Mn(H2PO4)3

 хромат серебра – Ag2CrO4

фосфат дигидроксожелеза (III) - [Fe(OH)2]3PO4

 азотистая кислота – HNO2

сульфит аммония - (NH4)2SO3

 

 

 

Тема II. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов

 

0. Что такое  относительная электроотрицательность атома? Какую способность атомов она характеризует? Как изменяется эта характеристика по периодам и группам таблицы периодической системы по мере увеличения атомных номеров элементов?

 

Электроотрицательность – это мера способности атома в веществе притягивать к себе электроны, связывающие этот атом с другими атомами.

Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.

Относительная электроотрицательность в периоде растет с увеличением номера элемента, в группе, наоборот, уменьшается. Фтор является "чемпионом" электроотрицательности, менее всего электроотрицательны атомы щелочных и щелочноземельных металлов Li, Na, Mg и т.д.

 

 

а) Как изменяются термическая устойчивость, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства высших оксидов и гидроксидов s- и р-элементов в периодах по мере увеличения атомных номеров? Покажите это на примере элементов 3-го периода и объясните причину такого изменения свойств.

 

Атомы элементов с положительной степенью окисления образуют оксиды и гидроксиды, которые могут проявлять основные, кислотные и амфотерные свойства, закономерно изменяющиеся как внутри периода, так и внутри группы.

В периоде слева направо основные свойства оксидов и гидроксидов постепенно переходят в амфотерные и затем, к концу периода, в кислотные. Каждый период начинается элементами, оксиды и гидроксиды которых обладают ярко выраженными основными свойствами, и заканчивается элементами, гидроксиды которых при максимальной степени окисления центрального атома, являются сильными кислотами. Данная закономерность объясняется различием в полярности связей  Э-О и О-Н в молекуле гидроксида ЭОН. В начале периода заряд ядра атома гидроксообразующего элемента небольшой, электроотрицательность его невелика, а значит связь Э-О более полярна, чем связь О-Н. Чем более полярна связь, тем легче она разрывается (ионизируется). Следовательно, молекулы гидроксидов ЭОН будут проявлять основные свойства.

В периоде слева направо заряд ядра атома гидроксообразующего элемента увеличивается, радиус уменьшается, электроотрицательность возрастает, значит, связь О-Н будет более полярна, чем связь Э-О. Следовательно, молекулы гидроксидов ЭОН будут проявлять кислотные свойства.

 У амфотерных гидроксидов  связи Э-О и О-Н сравнимы по прочности, следовательно, они могут проявлять и основные, и кислотные свойства.

Например, для элементов третьего периода химический характер оксидов и гидроксидов изменяется следующим образом:

Na2O      MgO        Al2O3           SiO2        P2O5       SO3        Cl2O7

NaOH   Mg(OH)2   Al(OH)3     H4SiO4     H3PO4     H2SO4     HClO4

                               H3AlO3

 

Основной               амфотерный                кислотный

               Усиление основных свойств

               Усиление кислотных свойств

               Усиление окислительных свойств

                Усиление восстановительных свойств

 

Тема III. Химическая связь и строение веществ

 

0. Дайте определение водородной связи. Каков механизм ее образования? Чем эта связь схожа с ковалентной связью и чем отличается от нее? Как влияет наличие водородных связей между молекулами на физические свойства веществ? Приведите примеры. В каких природных объектах присутствует водородная связь?

 

Водородная связь – это невалентное взаимодействие между группой АН одной молекулы (RAH) и атомом В другой (BR). В результате этого взаимодействия образуется устойчивый комплекс RAH...BR с межмолекулярной водородной связью, в котором атом водорода играет роль мостика, соединяющего фрагменты RA и BR.

Bодородная связь возникает  между электроотрицательными атомами А и В, главным образом, О, N, F, реже Cl, S и некоторыми другими. 

Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомами Н и В во фрагменте А—Н...В. Если оно меньше суммы ван-дер-ваальсовых радиусов атомов Н и В, то с большой вероятностью связь Н... В можно считать водородной. Если группа АН и атом В входят в состав одной и той же молекулы и расстояние между Н и В удовлетворяет тому же условию, то между ними возникает внутримолекулярная водородная связь, которая стабилизирует соответствующую конформацию молекулы.

Типичные водородные связи возникают между молекулами RAH и BR, если они полярны. В соответствии с этим их взаимное притяжение, завершающееся образованием комплекса, обязано гл. обр. электростатическим силам. При этом протон слегка смещается в направлении к В; однако его равновесное расстояние от А, как правило, оказывается много короче расстояния до В. Тем не менее молекулу RAH условно называется донором, a BR - акцептером протона. Если в комплексе RAH...BR происходит сильный сдвиг протона от А к В, завершающийся образованием ионов RA" и (HBR)+, то молекулы RAH и BR являются истинными донором и акцептором протона соответственно.

Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак.

Связь этого типа, хотя и слабее ионной и ковалентной связей, тем не менее играет очень важную роль во внутри- и межмолекулярных взаимодействиях. Водородные связи во многом обусловливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры).

С наличием водородных связан ряд особенностей вещества. Этим обусловлены кристаллические структуры многих молекулярных кристаллов (лед, спирты, борная кислота и др.), а также структуры белков, нуклеиновых кислот и др. биологически важных соединения. Ассоциация молекул обусловливает высокие значения температур плавления и кипения, хорошую растворимость в воде, спиртах, амидах, высокую диэлектрическую проницаемость (напр., синильной кислоты, формамида), особенности спектральных характеристик. 

 

 

а) Сколько σ- и π-связей имеется в молекуле каждого из веществ:

P4,  SF6,  C2H2,  POCl3,  HNO3,   SO2Cl2 ?

 

P4 - 3ϭ-связи, молекулярная кристаллическая решетка

SF6 - 6ϭ-связей

C2H2 - 3ϭ-связи и 2π-связи

POCl3 - 4ϭ-связей и 1π-связь

 HNO3 - 4ϭ-связей и 1/2π-связь

 SO2Cl2 - 4ϭ-связей и 2π-связь

 

Тема IV. Основы химической кинетики

 

0. Напишите математическое выражение для константы равновесия процесса:

Sn4+(р-р) + 2Fe2+(р-р) ↔ Sn2+(р-р) + 2Fe3+(р-р).

 

Наименьшее общее кратное m для электронов данной реакции равно 2

Выражение для константы равновесия окислительно-восстановительной реакции будет иметь вид:

                m∙ΔЕ0      2∙ΔЕ0

lgК0равн = ---------- = ---------

                0,059        0,059

Если lgК0равн >0, то реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении.

 

 

а) При 1000 °С константа равновесия реакции

FеО (к)  + СО (г) ↔ Fе (к) + СО2 (г)

равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации СО и СО2, если их начальные концентрации были равны, соответственно, 0,05 и 0,01 моль/дм3.

Дано:

Снач(СО) = 0,05 моль/дм3

Снач(СО2) = 0,01 моль/дм3

Кравн = 0,5

-----------------------------------

Сравн(СО) =?

Сравн(СО2) =?

Решение

FеО (к)  + СО (г) ↔ Fе (к) + СО2 (г)

             [CO2]

Кравн = ------------

              [CO]

Пусть до установления равновесия в системе прореагировало х моль/дм3 СО, тогда равновесные концентрации:

Сравн(СО) = 0,05-х

Сравн(СО2) =0,01+х

Подставим полученные значения в выражение константы равновесия:

0,01+х = 0,5(0,05-х)

0,01+х = 0,025-0,5х

1,5х = 0,015

х = 0,01

Сравн(СО) = 0,05-х = 0,05-0,01 = 0,04 моль/дм3

Сравн(СО2) =0,01+х = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/дм3

Ответ: равновесная концентрация СО равна 0,04 моль/дм3, СО2 равна 0,02 моль/дм3.

 

 

 

 

 

 

Тема V. Основы химической термодинамики

 

0. Не проводя расчетов, определите знак изменения энтропии в ходе следующих процессов: а) плавление льда; б) испарение спирта; в) растворение серы в бензоле; г) конденсация паров ацетона; д) полимеризация этилена; е) превращение графита в алмаз; ж) расширение газа при выпускании его из баллона.

 

А) плавление льда – увеличение движения частиц, значит, энтропия растет;

Б) испарение спирта – увеличение движения частиц, значит, энтропия растет;

В) растворение серы в бензоле – увеличение движения частиц, значит, энтропия увеличивается;

Г) конденсация паров ацетона – упорядоченность системы, значит, энтропия уменьшается;

Д) полимеризация этилена – упорядоченность системы, значит, энтропия уменьшается;

Е) превращение графита в алмаз – упрочнение связей, значит, энтропия уменьшается;

Ж) расширение газа при пропускании его из баллона – расширение газа, значит, энтропия растет.

 

 

а) Вычислите стандартное изменение энергии Гиббса реакции:

4Fe(OH)2 (к) + O2 (г) + 2H2O (ж) → 4Fe(OH)3 (к).

 

Решение

При стандартных условиях и T=298К  ΔGo298  можно рассчитать как разность суммарной энергии Гиббса образования продуктов реакции и суммарной энергии Гиббса образования исходных веществ. Необходимые справочные данные: 

ΔG0f(H2O,ж) = -237 кДж/моль

ΔG0f(Fe(OH)2,к) = - 487,1 кДж/моль

ΔG0f(О2, г) =0

ΔG0f(Fe(OH)3,к) = - 697,6 кДж/моль

ΔG0298 = 4∙ ΔG0f(Fe(OH)3,к) – [4∙ ΔG0f(Fe(OH)2,к) + 2∙ ΔG0f(H2O,ж)]

ΔG0298 = 4∙(-697,6) – [4∙(-487,1) + 2∙(-237)] = - 368 кДж/моль

Значение ΔGo298  отрицательно, поэтому самопроизвольное протекание реакции возможно.

Ответ: стандартное изменение энергии Гиббса реакции -368кДж/моль

 

Тема VI. Растворы. Способы выражения количественного состава растворов

 

0. Что представляют собой сольваты, гидраты и кристаллогидраты? Приведите примеры.

 

Сольваты - продукты присоединения растворителя к растворенным веществам. 

Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул растворителя.

Гидраты – частный случай сольватов, где в качестве растворителя служит вода.

Например, Na2О + H2О  → Na2O∙H2О  → 2NaOH

Кристаллогидраты - кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли.

Например: гипс CaSO4·2H2O, медный купорос CuSO4·5H2O 

 

a) К раствору ортофосфорной кислоты объемом 100 см3 добавили раствор объемом 300 см3 с эквивалентной концентрацией гидроксида калия, равной 0,3 моль/дм3. Рассчитайте молярную концентрацию кислоты в исходном растворе, если в результате реакции образовалась средняя соль.

 

Дано:

V(H3PO4) = 100 см3 = 0,1 л

V(KOH) = 300 см3 = 0,3 л

С(KOH) = 0,3 моль/л

------------------------

С(H3PO4) = ?

Решение

H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + H2O

Сэкв = nэкв/V

nэкв(KOH) = C(KOH)∙V

nэкв(KOH) = 0,3∙0,3 = 0,09 моль

n(H3PO4) = 1/3n(KOH)

n(H3PO4) = 1/3∙0,09 = 0,03 моль

Сэкв(Н3РО4) = 0,03/0,1 = 0,3 моль/л

Так как fэкв(Н3РО4) =1/3, то молярная концентрация ортофосфорной кислоты будет на 1/3 меньше, т.е С(H3PO4) = 1/3 Сэкв(Н3РО4) = 0,1 моль/л

Ответ: молярная концентрация ортофосфорной кислоты в исходном растворе равна 0,1 моль/л.

 

 

б) Рассчитайте объем раствора серной кислоты с массовой ее долей, равной 60 % (плотность раствора – 1,50 г/см3), необходимый для приготовления нового раствора объемом 1,5 дм3 с эквивалентной концентрацией кислоты, составляющей 2,5 моль/дм3. Чему равна массовая концентрация кислоты в приготовленном растворе?

 

Дано:

W(H2SO4) = 60%

ρ(H2SO4) = 1,50 г/см3

V2(H2SO4) = 1,5 дм3

Сэкв(H2SO4) = 2,5 моль/дм3

-------------------------------------

V1(H2SO4) =?

Сm(H2SO4) =?

Решение

Сэкв = nэкв/V

nэкв(H2SO4) = Сэкв∙V

nэкв(H2SO4) = 2,5∙1,5 = 3,75 моль∙экв

 

nэкв= m/Мэкв

Мэкв(H2SO4) = 98∙½ = 49 г/моль

m(H2SO4) = 3,75∙49 = 183,75 г

так как массовая доля кислоты 60% и равна 183,75 г, тогда масса раствора кислоты 100% составляют 306,25 г.

зная массу раствора кислоты, рассчитаем объем этого раствора:

ρ= m/V

V(H2SO4) = 306,25/1,50 = 204 см3

Сm = m(в-ва)/V(р-ра)

Сm (H2SO4) = 183,75 /1,5 = 122,5 г/л

Ответ: массовая концентрация кислоты в приготовленном растворе равна 122,5 г/л, объем раствора равен 204 см3

 

 

 

 Тема VII. Электролитическая диссоцияция. Водородный показатель

 

0. Сформулируйте закон разбавления В. Оствальда и объясните его суть. Для каких электролитов он применим?

 

Рассмотрим слабый электролит, диссоциация которого выражается:

АВ ↔ А+ + В-

Пусть С – концентрация электролита, α – степень диссоциации, С∙α – концентрация каждого из ионов, С(1-α) – концентрация молекул, которые не диссоциировали.

Тогда выражение константы диссоциации КД будет иметь вид:

             С∙α∙С∙α      С∙α2

КД =  ------------- = --------

            С∙(1-α)        1-α    

 

Полученное выражение называется законом Оствальда.

Для разбавленных растворов, если α << 1, то КД = С∙α2, откуда

.

Полученное выражение показывает, что степень диссоциации возрастает при разбавлении, и выражает закон разбавления Оствальда. Закон применим для слабых электролитов.

 

а) Составьте в молекулярной и ионно-молекулярных формах уравнения реакций взаимодействия в водных растворах следующих веществ: сульфита кальция и оксида серы (IV); аммиака и нитрата железа (III); гидроксида рубидия и оксида цинка.

 

CaSO3 + SO2 + H2O → Ca(HSO3)2

CaSO3 + SO2 + H2O → Ca2+ + 2HSO32-

3NH4OH + Fe(NO3)3 →  3NH4NO3 + Fe(OH)3↓

3OH- + Fe3+ → Fe(OH)3↓

 

2RbOH + ZnO → Rb2ZnO2 + H2O

 2OH- + ZnO → ZnO22- + H2O   

             

б) Оксид углерода(IV) объемом 0,112 дм3 (н. у.) растворили в воде объемом 500 см3, при этом СО2 прореагировал лишь на 10 %. Рассчитайте значение рН приготовленного раствора приняв во внимание только первую стадию диссоциации угольной кислоты. КI(H2CO3) = 4,5·10 – 7.

 

Дано:

V(CO2) = 0,112 дм3

V(H2O) = 500 см3

γ(CO2) = 10%

КI(H2CO3) = 4,5·10 – 7

-----------------------------------

рН = ?

Решение

СО2 + Н2О → Н2СО3

Найдем количество СО2, которое прореагировало в с водой:

n= V/Vm

n(CO2) = 0,112/22,4 = 0,005 моль, так как прореагировало 10%, то n(CO2) = 0,005∙0,1 = 0,0005 моль

по уравнению реакции:

n(CO2) = n(Н2СО3) = 0,0005 моль

концентрация образовавшейся кислоты:

С(Н2СО3) = n(Н2СО3)/Vр-ра

С(Н2СО3) = 0,0005/0,5112 = 0,001 моль/л

Кислота диссоциирует по уравнению:

Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3-

         [Н+ ][НСО3-]             [H+]2

Кд = --------------------  = ----------------

          [Н2СО3]                 [Н2СО3]

 

[H+]2 = Кд∙[Н2СО3]

[H+] = ½ Кд∙[Н2СО3]

[H+] = ½∙4,5·10 – 7∙0,001 = 4,5∙10-10 моль/л

рН = -Log[H+]

pH = - Log 4,5∙10-10 = 4,67

 

Ответ: рН раствора равен 4,67

 

  Тема VIII. Гидролиз солей

 

10. Какова связь между концентрацией, константой и степенью гидролиза соли, образованной однозарядным катионом и анионом? Как зависят константа и степень гидролиза соли от температуры раствора?

 

Связь константы гидролиза со степенью гидролиза и концентрацией выводится подобно закону разбавления Оствальда и записывается так: 

АВ + НОН ↔ АОН + ВН

 

             С∙αг∙С∙αг      С∙αг2

Кг =  ------------- =   --------

            С∙(1-αг)        1-αг    

 

С – концентрация соли, αг – степень гидролиза, С∙αг – концентрация каждого из ионов, С(1-αг) – концентрация молекул, которые не подверглись гидролизу.

Для малых значений αг

 

Из этой формулы видно, что степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации гидролизующегося иона.

Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

 

а) Какова среда водных растворов следующих солей: сульфид аммония; нитрат бария; сульфат хрома(III), силикат рубидия. Напишите в молекулярной и в ионно-молекулярных формах уравнения соответствующих реакций. При необходимости ответ подтвердите расчетами.

 

Сульфид аммония – (NH4)2S, соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Гидролиз идет по катиону и аниону:

(NH4)2S ↔ 2NH4+ + S2-

По аниону:

S2- + HOH →HS- + OH-

HS- +HOH → H2S + OH-

------------------------------------------

S2- + 2HOH → H2S + 2OH-

По катиону:

NH4+ + HOH → NH4OH + H+

(NH4)2S + 2HOH ↔ 2NH4OH + H2S

рН = 7 - ½рКосн + ½рКкисл

рН = 7 - ½∙9,21 + ½∙6,89 = 5,8 среда кислая

 

Cульфат хрома(III) – Сr2(SO4)3, соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, гидролиз идет по катиону:

1ст. Cr3+ + HOH →CrOH2+ + H+

2ст. CrOH2+ +НОН →Cr(OH)2+ + H+

3ст. Cr(OH)2+ +НОН →Cr(OH)3 + H+

-------------------------------------------------

Cr3+ + 3HOH → Cr(OH)3 + 3H+

Сr2(SO4)3 + 6HOH → 2Cr(OH)3 + 3H2SO4

В растворе избыток ионов Н+, которые дают кислую реакцию среды, рН<7.

 

Силикат рубидия – Rb2SiO3 – соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, гидролиз идет по аниону:

 

Rb2SiO3 ↔ 2Rb+ + SiO32-

1 ст. SiO32- + HOH ↔ HSiO3- + OH-

2 ст. HSiO3- + НОН ↔ H2SiO3 + OH-

SiO32- + 2HOH ↔ H2SiO3 + 2OH-

Rb2SiO3 + 2HOH ↔ H2SiO3 + 2RbOH

В растворе избыток ионов ОН-, которые обуславливают щелочную среду, рН>7.

 

 

 

 

Тема IX. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

 

0. Как в зависимости от положения в ряду стандартных электродных потенциалов изменяются восстановительные свойства простых веществ металлов и окислительные свойства их катионов в водных растворах? Какие факторы определяют положение металлов в этом ряду?

 

Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е°.

Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен  вытеснять (восстанавливать) из растворов  солей те металлы, которые стоят  в электрохимическом ряду напряжений  металлов после него.

3. Все металлы, имеющие  отрицательный стандартный электродный  потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом  ряду напряжений металлов левее  водорода, способны вытеснять его  из растворов кислот.

4. При перемещении слева направо возрастает окислительная способность катионов  Mez+ ,  а  при  движении  справа налево  возрастает восстановительная способность металлов Me0 .

 

 

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

а) CuI + H2SO4 (конц.) CuSO4 + S + I2 + H2O;

б) AlBr3 + Al(BrO3)3 + HCl → Br2 + AlCl3 + H2O;

в) PCl3 + Na2CO3 + H2O PH3 + Na2HPO4 + CO2 + NaCl.

Укажите окислители и восстановители, определите тип каждой ОВР.

 

а) CuI + H2SO4 (конц.) CuSO4 + S + I2 + H2O

2I2- -2℮ → I2                                    3 восстановитель

SO42- + 8H+ + 6℮ → S0 + 4H2O       1 окислитель

6I2- + SO42- + 8H+ → 3I2 + S + 4H2O

3CuI + 4H2SO4 (конц.) 3CuSO4 + S + I2 + 4H2O;

Тип реакции: межмолекулярная ОВР

 

б) AlBr3 + Al(BrO3)3 + HCl → Br2 + AlCl3 + H2O

6Br- - 6℮ → 3Br20                                    3 восстановитель

6BrO3- + 24H+ + 18℮ → 3Br20 + 12H2O   1 окислитель

18Br- + 6BrO3- + 24H+ → 9Br20 + 3Br20 + 12H2O

9Br- + 3BrO3- + 12H+ → 6Br20  + 6H2O

3AlBr3 + Al(BrO3)3 + 12HCl → 6Br2 + 4AlCl3 + 6H2O

Тип реакции: реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

 

в) PCl3 + Na2CO3 + H2O PH3 + Na2HPO4 + CO2 + NaCl.

P+3 + 6℮ → P-3      1 окислитель

P+3 - 3℮ → P+6      2  восстановитель

P+3 + 2P+3 → P-3 + 2P+6

3PCl3 + 5Na2CO3 + 3H2O PH3 + 2Na2HPO4 + 5CO2 + 6NaCl

Тип реакции: диспропорционирования.

 

Тема Х. Водород. Галогены

 

0. Охарактеризуете кислотные и окислительно-восстановительные  свойства хлороводородной (соляной) кислоты.

 

1. Реагирует с оксидами металлов, в результате образуется соль и вода:

СuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O

 

2. Реагирует с нерастворимыми основаниями и со щелочами. Это реакция нейтрализации. В результате образуется соль и вода:

НСl + NaOH = NaCl + Н2O

Н- + ОН- = Н2O

2НСl + Сu(ОН)2 = CuCl2 + 2Н2О

2H+ + Сu(ОН)2 = Сu2+ + 2Н2O

 

3. Реагирует с солями менее сильных кислот, в результате образуется новая соль и кислота:

2НСl + Na2CO3 = 2NaCl + Н2О + СО2

2Н+ + СO32- = Н2О + СО2

 

4. В хлороводородной кислоте хлор проявляет отрицательную степень окисления, поэтому НСl является восстановителем в окислительно-восстановительных реакциях:

4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2Cl- - 2℮ → Cl20          1   восстановитель

Mn+4 + 2℮ → Mn+2      1   окислитель

 

5. Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода, то есть металлы, имеющие отрицательное значение стандартного электродного потенциала, вытесняют водород из хлороводородной кислоты:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

Zn0 - 2℮ → Zn2+       1   восстановитель

2H+ + 2℮ → H2      1   окислитель

Т.о. соляная кислота проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

 

 

а) Составьте уравнения реакций взаимодействия иодида кальция с концентрированной серной кислотой; иода с концентрированной азотной кислотой; гидрида лития с гидридом алюминия.

 

4Ca + 5H2SO4(кон) → 4CaSO4 + H2S + 4H2O

Ca0 - 2℮ → Ca2+                              4   восстановитель

SO42- + 8H+ + 8℮ → S2- + 4H2O       1   окислитель

 

3I2 + 10HNO3(конц) → 6HIO3 + 10NO + 2H2O

I2 + 6H2O -10℮ → 2IO3- + 12H+    1     восстановитель

NO3- + 2H+ + 1℮ → NO + H2O     10   окислитель

 

LiH + AlH3 → LiAlH4

 

б) Напишите уравнения реакций, соответствующих превращениям:

Br2 → KBrO3 → HBr → PBr3 → NH4Br → NaBrO.

 

1. 3Br2+6KOH → KBrO3+ 5KBr + 3H2O

Br20 - 10℮ → 2Br+5     1 восстановитель

Br20 + 2℮ → 2Br-        5 окислитель

 

2. 4KBrO3 t→ KBr + 3KBrO4

Br+5 + 6℮ → Br-    1 окислитель

Br+5 - 2℮ → Br+7   3 восстановитель

 

3. 2PBr3 + 10NH4OH → 2(NH4)2PHO + 6NH4Br + 5H2O
4. 2NH4Br + 3H2SO4 → 2NH4HSO4 + Br2 + SO2 + H2O

Br2 + 2NaOH → NaBr + NaBrO + H2O

 

 

Тема XI. Кислород. Сера и ее аналоги

 

0. Как изменяется состав, кислотные и окислительные свойства высших гидроксидов в ряду S ― Se ― Te? Как получают селеновую и ортотеллуровую кислоты? Напишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной селеновой кислоты с золотом; с хлороводородом; с оксидом фосфора(V).

 

В ряду S-Se-Te кислотные свойства высших гидроксидов уменьшаются  слева направо. Окислительные свойства увеличиваются слева направо.

Селеновая кислота – H2SeO4, получение:

1. Взаимодействие оксида селена (VI) с водой

SeO3 + H2O → H2SeO4

2. Взаимодействие селена с хлорной или бромной водой

Se + 3Cl2 + 4H2O → H2SeO4 + 6HCl

Se + 3Br2 + 4H2O → H2SeO4 + 6HBr

3. Взаимодействие селенистой кислоты с пероксидом водорода

H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4 + H2O

 

Ортотеллуровая кислота – H6TeO6, получение:

Взаимодействие элементарного теллура с 30%-м раствором перекиси водорода при нагревании на водяной бане:

Te + 2KOH + 3H2O2(конц) → K2H4TeO6 + 2H2O

 

Реакция взаимодействия селеновой кислоты с золотом:

2Au + 6H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O

Реакция взаимодействия селеновой кислоты с хлороводородом:

H2SeO4 + 2HCl → SeO2 + Cl2 + 2H2O

Реакция взаимодействия селеновой кислоты с оксидом фосфора (V):

H2SeO4 + P2O5 → 2HPO3 + SeO3.  

 

а) Составьте уравнения реакций взаимодействия сульфида натрия с дихроматом натрия в присутствии серной кислоты; озона с иодидом калия в водном растворе; концентрированной серной кислоты с сероводородом.