Задача № 13

Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфота калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их эквиваленты и эквивалентные массы.

Решение.

а) 2КОН + КН₂РО₄ = К₃РО₄ + 2Н₂О

Эквивалентная масса КН₂РО₄ равна ½ его мольной массе, т.е.  г/моль. Следовательно, эквивалент КН₂РО₄ равен 2 моль.

б) КОН + Bi(OН)₂NО₃ = Bi(OH)₃ + KNO₃

Эквивалентная масса Bi(OН)₂NО₃ равна его мольной массе, т.е. 305 г/моль. Следовательно, эквивалент Bi(OН)₂NО₃ равен 1 моль.

Задача № 35

Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, m_l, m_s, характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атомов магния.

Решение.

Движение электрона в атоме носит вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9—0,95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n, l, m_l). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер (n), форму (l) и, ориентаццию (m_l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и тогоже атома может иметь различную форму. Формы электронных облаков. аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (n, l, m_l, m_s). Эти квантовые числа связаны с физическими свойствами электрона, и число n (главное квантовое число) характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона, принимает значения от 1 и выше; число l (орбитальное) — момент количества движения (энергетический подуровень), для s-подуровня l = 0, для р-подуровня l =1, для d-подуровня l = 2, для f-подуровня l = 3; число m_l (магнитное) — магнитный момент, принимает значение от –l через 0 до +l; m_s — спин. Спин электрона возникает за счет вращения его вокруг собственной оси. Электроны в атоме должны отличаться хотя бы одним квантовым числом (принцип Паули), поэтому в АО могут находиться не более двух электронов, отличающихся своими спинами (m_s = ±½).

Для магния (12) электронная формула имеет вид:

₁₂Mg   1s²2s²2p⁶3s²

На внешнем энергетическом уровне магния находится два электрона, для которых квантовые числа принимают значения: n = 3, l = 0, m_l = 0, m_s = ±½.

Задача № 53

Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: CuOH или Cu(OH)₂; Fe(OH)₂ или Fe(OH)₃; Sn(OH)₂ или Sn(OH)₄? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида олова (II).

Решение.

Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и обра­зует несколько оксидов и гидроксидов, го с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных к амфотерным и  кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э-О и О-Н Мо­жет протекать по двум типам:

ЭОН ↔ Э⁺ + ОН^-

ЭОН ↔ ЭО^- + Н⁺

Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислотному типу (П) протекает, если Е_О-Н > Е_Э-О (высокая степень окисления), а по основному типу, если Е_О-Н < Е_Э-О (низкая степень окисления). Если прочности связей О-Н и Э-О близки или равны, диссоциация гидроксида может одновременно протекать и по (I), и по (II) типам. В атом случае речь идет амфотерных электролитах (амфолитах).

Следовательно, более сильными основаниями будут, CuOH, а не Cu(OH)₂; Fe(OH)₂, а не Fe(OH)₃; Sn(OH)₂, а не Sn(OH)₄.

Гидроксид олова (II) – амфотерный Гидроксид, так как реагирует с кислотами и щелочами:

Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O;

Sn(OH)₂ + 2KOH = K₂SnO₃ + 2H₂O.

Задача № 75

Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти силы и какова их природа?

Решение.

Между молекулами может осуществляться как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие.

Электростатическое взаимодействие молекул подразделяют на ориентационное, индукционное и дисперси­онное. Наиболее универсально (т. е. проявляется в любых случаях) дисперсионное, так как оно обусловлено взаимодействием моле­кул друг с другом за счет их мгновенных микродиполей. При сближе­нии молекул ориентация микродиполей перестает быть независимой, и их появление и исчезновение в разных молекулах происходит в такт друг другу. Синхронное появление и исчезновение микродиполей раз­ных молекул сопровождается их притяжением. При отсутствии синхронности в появлении и исчезновении микродиполей происходит от­талкивание.

Ориентационное (диполь-дипольное) взаимодействие проявля­ется между полярными молекулами. В результате беспорядочного теп­лового движения молекул при их сближении друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противополож­но заряженные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное вза­имодействие. Нагревание усиливает тепловое движение молекул и тем самым уменьшает возможность ориентации, поэтому, чем выше температура, тем слабее ориентационное взаимодействие.

Индукционное взаимодействие молекул осуществляется за fin их индуцированных диполей. Допустим, что встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулы неполярная молекула деформируется, и в ней возникает (индуцируется) ди­поль. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Индуцированный диполь в свою очередь усиливает дипольный момент полярной молекулы.

Индукционное взаимодействие молекул практически не зависит от температуры. Оно тем больше, чем больше дипольный момент и поляризуемость молекулы и чем меньше межмолекулярное расстояние.

Относительный вклад каждого из рассмотренных видов межмолекулярных сил зависит в основном от двух свойств взаимодействующих молекул: полярности и поляризуемости (деформируемости). Чем выше полярность, тем значительнее роль ориентационных сил; чем больше деформируемость, тем значительнее роль сил дисперсионных. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами обычно играют второстепенную роль.

Задача № 100

При получении эквивалентной массы гидроксида кальция из CaO (к) и Н₂О (ж) выделяется 32,53 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования оксида кальция.

Решение.

Эквивалентная масса Са(ОН)₂ равна ½ его мольной массы, т.е. г/моль. При получении 37 г/моль гидроксида кальция выделяется 32,53 кДж тепла, определим, сколько теплоты выделится при получении 74 г/моль (1 моль) гидроксида кальция:

кДж

Если в результате реакции выделяется теплота, то ΔН < 0. Учитывая сказанное, составим термохимическое уравнение данной реакции:

СаО (к) + Н₂О (ж) = Са(ОН)₂ (к);     ΔН_х.р. = -65,06 кДж.

Для решения задачи применим вывод из закона Гесса:

Используя табличные данные, определим теплоты образования Са(ОН)₂ (к), Н₂О (ж):

кДж;

кДж;

 кДж.

Ответ: кДж/моль.

Задача № 116

Вычислите ∆Н⁰, ∆S⁰ и ∆G⁰_Т реакции, протекающей по уравнению:

TiO₂ (к) + 2С (к) = Ti (к) + 2СО (г)

Возможна ли реакция восстановления TiO₂ углеродом при температурах 1000 и 3000 К?

Решение.

Используя табличные данные, определим теплоты образования СО (г), TiO₂ (к):

кДж;

кДж;

кДж.

Используя табличные данные, определим стандартные энтропии TiO₂ (к), С (к), Ti (к), СО (г):

 = 50,2 Дж/К;

 = 5,69 Дж/К

= 30,7 Дж/К;

= 197,7 Дж/К;

Дж/К или 0,36452 кДж/К.

При Т = 1000, кДж, ∆G > 0,  следовательно, реакция восстановления TiO₂ углеродом при температуре 1000 К не возможна.

При Т = 3000, кДж, ∆G < 0,  следовательно, реакция восстановления TiO₂ углеродом при температуре 3000 К возможна.

Задача № 121

Окисление серы и ее диоксида протекает  по  уравнениям: а) S (к) + О₂ = = SO₂ (г); б) 2SO₂ (г) + О₂ = 2SO₃ (г). Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

Решение.

а) Согласно закону действия масс скорость реакции равна

После уменьшения объема системы в четыре раза концентрация кислорода увеличится в четыре раза, а концентрация серы останется неизменной. При новых концентрациях скорость реакции:

Отсюда

, т.е. скорость реакции увеличится в 4 раза.

б) Согласно закону действия масс скорость реакции равна

После уменьшения объема системы в четыре раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в четыре раза. При новых концентрациях скорость реакции:

Отсюда

, т.е. скорость реакции увеличится в 64 раза.

Задача № 211

Какие из солей RbCl, Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂, Na₂SO₃ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

Решение.

Гидролизу подвергаются: Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂, Na₂SO₃.

а) сульфат хрома Cr₂(SO₄)₃ – соль слабого многоосновного основания Cr(ОН)₃ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Cr³⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CrОН²⁺. Образование молекул Cr(ОН)₃ не происходит, так как ионы CrОН²⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cr(ОН)₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Cr³⁺ + H₂O ↔ CrOH²⁺ + H⁺

или в молекулярной форме

Cr₂(SO₄)₃ + 2H₂O ↔ 2CrOHSO₄ + H₂SO₄

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор Cr₂(SO₄)₃ имеет кислую реакцию (рН < 7).

б) нитрат никеля Ni(NO₃)₂ – соль слабого многоосновного основания Ni(ОН)₂ и сильной кислоты НNO₃. В этом случае катионы Ni²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли NiОН⁺. Образование молекул Ni(ОН)₂ не происходит, так как ионы NiОН⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Ni(ОН)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Ni²⁺ + H₂O ↔ NiOH⁺ + H⁺

или в молекулярной форме

Ni(NO₃)₂ + H₂O ↔ NiOHNO₃ + НNO₃

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор Ni(NO₃)₂ имеет кислую реакцию (рН < 7).

в) сульфит натрия Na₂SO₃ – соль слабой многоосновной кислоты H₂SО₃ и сильного основания NaOH. В этом случае анионы SО₃^2- связывают ионы Н⁺ воды, образуя анионы кислой соли HSО₃^-, а не молекулы H₂SО₃, так как ионы HSО₃^- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H₂SО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

SО₃^2- + H₂O ↔ HSО₃^- + OH^-

или в молекулярной форме

Na₂SO₃ + H₂O ↔ NaHSО₃ + NaOH

В растворе появляется избыток ионов OH^-, поэтому раствор Na₂SO₃ имеет щелочную реакцию (рН > 7).

Задача № 231

Реакции выражаются схемами:

P + HСlO₃ + H₂O → H₃PO₄ + HCl

H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃AsO₄ + 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.

Решение.

   0             +5                                               +5                     -1

P + HСlO₃ + H₂O → H₃PO₄ + HCl

Коэффициенты в уравнении определим методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычислим, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отразим это в электронных уравнениях:

восстановитель       6    Р⁰ - 5ē = Р⁵⁺    процесс окисления

окислитель              5    Cl⁵⁺ + 6ē = Cl^-   процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов тридцати. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 6 для восстановителя и продукта его окисления, а при делении 30 на 6 получаем коэффициент 5 для окислителя и продукта его восстановления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

6P + 5HClO₃ + 9H₂O → 6H₃PO₄ + 5HCl

          +3                        +7                                                        +5                    +2

H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃AsO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Коэффициенты в уравнении определим методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычислим, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отразим это в электронных уравнениях:

восстановитель       5    As³⁺ - 2ē = As⁵⁺    процесс окисления

окислитель              2    Mn⁷⁺ + 5ē = Mn²⁺   процесс восстановления

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

5H₃AsO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5H₃AsO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Задача № 260

Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо-никелевого аккумулятора?

Решение.

Пластинки: Fe и NiOOH

Электролит: КОН с добавкой LiOH

Железо имеет меньший потенциал (-0,44 в) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Fe⁰ – 2 ē = Fe²⁺

Никель, потенциал которого +0,49 в, - катод, т.е. электрод на котором протекает восстановительный процесс:

NiOOH + 1ē + H₂O = Ni(OH)₂ + OH^-

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного аккумулятора:

     разряд

2NiOOH + Fe + 2H₂O ↔ 2Ni(OH)₂ + Fe(OH)₂

   заряд

Задача № 291

Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие – анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процесса коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

Решение.

Железо имеет больший потенциал (-0,037 в), чем кадмий (-0,403 в), поэтому оно является катодом, а кадмий анодом, следовательно, это покрытие анодное.

Анодный процесс:

Cd⁰ – 2ē = Cd²⁺

Катодный процесс:

- во влажном воздухе  ½О₂ + Н₂О + 2ē = 2ОН^-

- в кислой среде  2Н⁺ + 2ē = 2ОН^-

Так как ионы Cd²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый Гидроксид, то продуктом коррозии будет Cd(OH)₂.

Список литературы

1.                Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 1981.

2.                Глинка Н.Л. Общая химия, 2000.

3.                Зубович И.А. Неорганическая химия: Учебник для технол. спец. вузов. – М.: Высшая школа, 1989.

4.                Степин Б.Д. и др. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1994.

5.                Суворов А.В. и др. Общая химия. – СПб: Химия, 1995.