Министерство образования и науки РФ ГОУ ВПО “Кемеровский государственный университет”

Кафедра неорганической химии

В. П. Морозов, Т. Ю. Кожухова

ПРАКТИКУМ

ПО

НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ для студентов I курса биологического факультета

Кемерово 2006

2

ББК Г1я73-5 УДК 546 (075) М 80

Печатается по решению редакционно-издательского совета

ГОУ ВПО “ Кемеровский государственный университет”

Рецензенты: зав. кафедрой химии ГОУ ВПО “Кемеровский государственный сельскохозяйственный институт”, доцент, к.х.н. М. М. Колосова, доцент кафедры химии и технологии неорганических веществ ГОУ ВПО КузГТУ, к.х.н. Н. Н. Чурилова

Морозов, В. П. М 80 Неорганическая химия: учеб. пособие / В. П. Морозов, Т. Ю. Кожухова; ГОУ ВПО “Кемеровский государственный универси-тет”. – Кемерово: Кузбассвузиздат, 2006. – 124с.

ISBN 5-8353-0488-9

Учебное пособие «Практикум по неорганической химии» раз-работано в соответствии с ГОС ВПО 2-го поколения для студентов, обучающихся по специальности 011600 «Биология». Пособие со-держит краткую теорию, описание лабораторных работ, вопросы допуска и защиты. ISBN 5-8353-0488-9 ББК Г1я73-5

УДК 546 (075)

В. П. Морозов, Т. Ю. Кожухова, 2006 г. ГОУ ВПО “Кемеровский госуниверситет”, 2006 г.

3

СОДЕРЖАНИЕ

Стр. ВВЕДЕНИЕ…………………………………………………..…... 4 Техника безопасности………………………………..…..……… 5 Классификация неорганических соединений………………….. 6 Номенклатура неорганических соединений…………………… 6 Химический эквивалент……………………………………….… 30 Определение молярной массы…………………………….……. 40 Приготовление растворов заданной концентрации…………… 47 Скорость химических реакций. Химическое равновесие. Катализ…………………………………………………………….

56

Реакции в растворах электролитов……………………………... 67 Галогены………………………………………………………….. 77 Кислород и сера………………………………………………….. 85 Азот и фосфор……………………………………………………. 95 Углерод и кремний………………………………………………. 104 Приложение 1. Задачи, раскрывающие межпредметные связи…………………

111

Химия и медицина………………………………………….. 111 Химия и питание……………………………………………. 115 Химия в сельском хозяйстве……………………………….. 118 Химия и экология…………………………………………… 120

Приложение 2. Занимательная страничка………………………………………..

122

ЛИТЕРАТУРА…………………………………………………… 124

4

ВВЕДЕНИЕ

Учебно-методическое пособие к практикуму по неорганиче-

ской химии включает краткую теоретическую часть, допуск к ла-

бораторным работам, описание работ и контрольные задания.

Для развития профессионального мышления у студентов пред-

ложено 109 тестовых заданий для допуска, 173 задания для кон-

троля за усвоением материала. Для приобретения навыков экспе-

риментальной работы и закрепления теоретического материала

разработан практикум из 10 лабораторных работ.

Приложения учебного пособия содержат задачи и сведения о

взаимосвязи химии с биологией, с медициной, сельским хозяйст-

вом и т. д. Они направлены на пробуждение интереса к химии и

приобретение знаний, необходимых в профессиональной деятель-

ности и жизни.

5

ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ 1. К выполнению работ допускаются студенты, прошедшие в на-

чале семестра инструктаж по общим требованиям, описанным в “Ин-струкции по техники преподавания химии’’.

2. Выполнение работ проводится после допуска (собеседования), при котором, наряду с общими вопросами, уточняются вопросы по технике безопасности.

3. Запрещается работа в лаборатории на неисправном оборудова-нии, с неисправными приборами и посудой.

4. Во избежание отравления запрещается хранить пищу в хими-ческих лабораториях, запрещается посещение мест общественного питания в спецодежде.

5. Работу, связанную с применением ядовитых, огневзрывчатых, огнеопасных веществ, необходимо проводить в вытяжном шкафу. Створки вытяжных шкафов должны быть закрыты. При необходимо-сти створки можно поднимать, но не более чем на 20-30 см, так, чтобы между лицом работающего и объектом находилось стекло створки.

6. Для нагревания необходимо использовать тонкостенную хими-ческую посуду с отметкой, характеризующей термостойкость стекла.

7. Работу с концентрированными растворами кислот (зарядку и разрядку аппарата Киппа, разбавление и т. д.), щелочей необходимо проводить в резиновых перчатках и защитных очках.

8. При проливе концентрированных кислот, щелочей, едких жидкостей необходимо пролитый продукт засыпать песком, песок удалить и место, где была пролита жидкость, хорошо промыть водой.

9. Первая доврачебная помощь: а) при ранении стеклом нужно удалить его остатки из раны, сма-

зать руку йодом, наложить стерильную повязку, при артериальном кровотечении – жгут или закрутку, обратиться к врачу;

б) при термических ожогах первой степени обожженное место смазывают вазелином. При ожогах второй степени (появление пузы-рей) делают примочки из перманганата калия (5 %) или этилового спирта. При более тяжелых ожогах необходимо отправить постра-давшего к врачу;

в) при ожогах концентрированными кислотами или щелочами необходимо обожженное место промыть сильной струей воды, затем наложить примочку: при ожогах кислотой – из 2 % раствора соды, при ожогах щелочью – из 2 % раствора борной (уксусной) кислоты.

6

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Под классификацией понимают объединение разнообразных и

многочисленных соединений (число которых в настоящее время достигает около 3,5 миллионов) в определенные классы, обладаю-щие общими свойствами.

Несмотря на то, что классификация химических соединений складывалась на протяжении столетий и отражает исторический путь развития науки, она имеет некоторые условности. Так, из-вестны вещества, которые занимают как бы промежуточное поло-жение и не могут быть отнесены к тому или другому классу.

Изучение состава и химических свойств неорганических со-единений позволяет большинство из них отнести к классам, кото-рые представлены на схеме:

ВЕЩЕСТВА

простые сложные

металлы неметаллы неорганические органические оксиды гидроксиды соли

несолеобра-зующие

безразличные пероксиды

солеобразные

солеобра-зующие

кислотные основные амфотерные

кислотные основные амфотерные

средние кислые основные двойные

смешанные

НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Номенклатура означает совокупность или перечень названий,

употребляющихся в какой-либо отрасли науки. Химическая но-менклатура – перечень таких названий, которые встречаются во

7

всех естественных науках, там, где имеют дело с веществом и его разнообразными свойствами. В настоящее время известно более трех миллионов названий химических веществ, составляющих со-временную химическую номенклатуру.

Современное развитие химической науки и промышленности, когда ежегодно синтезируется большое количество новых соеди-нений, требует достаточно простых и единых для всех областей химии номенклатурных правил. Для более эффективного обмена информацией необходимо, чтобы эти правила были согласованы на международном уровне.

Такие правила были разработаны в комиссиях Международно-го союза теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) и реко-мендованы Советом ИЮПАК для практического использования.

Образование названий химических соединений и составление их эмпирических формул основано на знании и правильном ис-пользовании степеней окисления.

Степень окисления. Степень окисления – понятие эмпирическое и не является си-

нонимом кратностей связей атома. Степень окисления атома элемента в соединении есть заряд, которым обладал бы атом этого элемента, если бы электронные пары, связывающие его с другими атомами, были бы смещены к более электроотрицатель-ным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были бы поделены между ними пополам.

Каждому элементу присущи характерные для него степени окисления, которые связаны с положением его в периодической системе. Атомы элементов главных подгрупп I, II, III групп имеют соответственно такое заполнение внешних электронных уровней – ns1, ns2, ns2 np1. Они образуют реально существующие положитель-ные ионы, число элементарных зарядов которых равно номеру группы, т. е. степень окисления элементов совпадает с номером группы.

У атомов элементов IV, V, VI, VII групп, имеющих заполнение внешних электронных уровней – IV - ns2np2, V - ns2np3 , VI - ns2np4, VII - ns2np5, обнаруживаются две характерные степени окисления.

8

Низшая степень окисления обычно равна 8 – номер группы (где 8 – это количество групп в Периодической системе), т. е. каж-дый атом может соединяться с 8 – номер группы атомами водорода.

Например: СН4 (8-4), H2S (8-6), NH3 (8-5). Высшая степень окисления атомов элементов этих групп

обычно равна номеру группы. Но для них известны и промежуточ-ные степени окисления.

Атомы элементов, имеющих на внешнем электронном уровне нечетное число электронов, образуют ионы, число элементарных зарядов которых нечетно. Четное число электронов на внешнем электронном уровне определяет четную степень окисления. У ато-мов элементов, внешний электронный уровень которых состоит из четного числа (4, 6, 8) электронов, электроны отрываются парами. Например: элементы IV группы, имеющие заполнение электронно-го уровня ns2np2, дают ионы:

С - 2е = С+2 - 2е = С+4, Si - 2e = Si+2 - 2e = Si+4, Ge - 2e = Ge +2 - 2e = Ge +4, Sn - 2e = Sn+2 - 2e = Sn+4, Pb - 2e = Pb+2 - 2e = Pb+4.

У атомов элементов побочных подгрупп (d - элементов) запол-няется предвнешний d - подуровень. Их электронные формулы мо-гут быть представлены как:

I – (n-1)d10ns1, II – (n-1)d1ns2, Ш – (n-1)d1ns2, IV – (n-1)d2ns2, V – (n-1)d3ns2, VI – (n-1)d4ns2, VII – (n-1)d5ns2, VIII – (n-1)d6ns2, (n-1)d7ns2, (n-1)d8ns2,

(n-1)d7ns1, (n-1)d8ns1, (n-1)d10ns0, (n-1)d6ns2, (n-1)d7ns2, (n-1)d9ns1.

Общее число валентных электронов наружного и соседнего с ним слоя у атомов элементов этих групп равно номеру группы, все они могут участвовать в химических процессах и давать ионы со степенью окисления соответствующей номеру группы.

Например: атомы элементов подгруппы скандия имеют ns2np1 электронов и в химических процессах проявляют степень окисле-ния +3. У атома марганца заполнение электронами 3d54s2, поэтому для него известны степени окисления от +1 до + 7. Соединения со степенями окисления +2 (МnО), +4 (МnО2), +6 (МnО4

2-), +7 (МnО4-).

9

С увеличением степени окисления атома марганца меняются и свойства соединений: MnO – основной оксид, МnО2 – амфотерен, МnО4

2- и МnО4- соответствуют кислотам H2МnО4 и НМnО4.

Атом хрома, в соответствии с заполнением внешнего и предвнешнего уровня 3d54s1, дает ионы со степенью окисления +2 (Сг(ОН)2), +3 (Сг(ОН)3, Н3СгО3) и +6 (Н2СrO4).

Для некоторых d-элементов общее число валентных электронов наружного и соседнего с наружным квантовым уровнем равно но-меру группы. Так, атомы Сu, Ag и Аu, имеющие (n-1)d10ns1 электро-нов, могут проявлять степень окисления не только +1, но и +2, и +3. Атомы элементов VIII группы Fe, Co, Ni, имея электронную конфи-гурацию 3d64s2; 3d74s2; 3d84s2, проявляют степень окисления +2 и +3, а степень окисления +8 известна только для атомов Os и Ru.

f-элементы – лантаноиды и актиноиды – образуют ряды пере-ходных металлов, в которых соседние элементы обладают очень сходными свойствами. Для всех лантаноидов и актиноидов обычно проявление степени окисления +3, но возможны и другие степени окисления. Степень окисления можно указывать римской цифрой, которая ставится после названия элемента в круглых скобках (сис-тема Штока), а также арабскими цифрами со знаком заряда в круг-лых скобках после названия иона (система Эвенса-Басеета).

Например: FeCl2 – железо (II) хлорид, железо (2+) хлорид; К4[Fе(СN)6] – калий гексацианоферрат (II), калий гексациано-

феррат (2+). Числовые префиксы Простые числовые префиксы моно-, ди-, три-, пента-, гепта-,

окта-, нона-, дека-, ундека- и т. д. показывают: � простые cтехиометрические отношения:

СО – монооксид углерода, СО2 – диоксид углерода.

� степень замещения: SiCl2H2 – дихлоросилан.

На некоторых языках наряду с указанными префиксами упот-ребляются также геми (полу), сескви (полтора):

N2O – гемиоксид азота, Сr2О3 – сесквиоксид хрома.

10

Названия для многоатомных ионов должны состоять из корня названия центрального атома с окончанием -ат, которое употреб-ляется для всех комплексных ионов, независимо от состояния сте-пени окисления центрального атома, количества и природы ли-гандов.

Например: SО42- – тетраоксосульфат ион,

SO32- – триоксосульфит ион,

РO43- – тетраоксофосфат ион,

(РС16)- – гексахлорфосфат ион,

(РbО2)2- – диоксоплюмбат ион.

Окончание -ит употребляется, чтобы обозначить низшее со-стояние окисления элемента и его можно сохранить в традицион-ных названиях.

Например: AsO33- – арсенит ион,

SO32- – сульфит ион,

C1O2- – хлорит ион.

Сохраняется применение префиксов гипо- и пер- в случае, ес-ли анионы состоят из лигандов и центрального атома, который имеет несколько состояний окисления.

Например: СlO- – гипохлорит ион, С1О2

- – хлорит ион, С1О3

- – хлорат ион, СlO4

- – перхлорат ион. ГИДРИДЫ Гидридами называются бинарные соединения водорода с бо-

лее электроположительными элементами. Соединения водорода с углеродом, азотом, элементами VI- и

VIIА-групп к гидридам не относят. По характеру связи все гидриды делят на ионные (солеобраз-

ные), ковалентные и металлообразные. Ионные гидриды образуют все щелочные, щелочно-земельные

элементы и лантаноиды в степени окисления (+2). Ковалентные – образуют некоторые р-элементы, например В, Si, Р, As и др. Ме-таллическими свойствами обладают гидриды d- и f-элементов.

11

При составлении названий гидридов пользуются таким прави-лом: на первом месте ставится слово гидрид, затем называют эле-мент в родительном падеже.

Например: LiH – гидрид лития, BeH2 – гидрид бериллия, AlH 3 – гидрид алюминия.

Для всех молекул гидридов, содержащих более одного атома элемента (В, Si, P, Sn, Pb, Se, Те и т. д.), следует применять назва-ния оканчивающие на -ан.

Например: B2H6 – диборан, Si3H8 – трисилан, Р2Н4 – дифосфан, H2Se2 – диселан, Sn2H6 – дистаннан.

ОКСИДЫ Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в

которых кислород является электроотрицательной частью (О2-). Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несо-леобразующие. Оксиды, входящие в эти группы, разделяются на несколько подгрупп в зависимости от порядка связи кислорода с элементом.

Первая группа представляет соединения, в которых все атомы кислорода непосредственно связаны с атомами электроположи-тельного элемента. Это так называемые нормальные оксиды. Их делят на основные, кислотные и амфотерные. Это деление основа-но на том, что все оксиды элементов прямым или косвенным путем образуют с водой различные водные соединения (гидратные фор-мы), которые получили общее название гидроксидов.

В зависимости от валентности элемента (Э), формулы оксидов имеют следующий вид: Э2O, ЭО, Э2О3, ЭО4, Э2О5, ЭО3, Э2О7, ЭО4, где 2, 3 и т. д. обозначает соответственно степень окисления ато-мов элемента. Учитывая, что атом кислорода двухвалентен и каж-дая валентность условно изображается черточкой, графические формулы приведенных оксидов имеют следующий вид: Э-О-Э, Э=О, О=Э=О, О=Э-О-Э=О.

12

Номенклатура нормальных оксидов. В настоящее время в литературе встречаются как тривиальные названия оксидов – СО2 – углекислый газ, N2O – "веселящий газ", Fe2O5 – красный железняк, так и названия, составленные согласно правилам международной номенклатуры. При составлении названий оксидов пользуются та-ким правилом: на первом месте стоит слово оксид, к которому до-бавляются префиксы из греческих числительных, указывающих число атомов кислорода, приходящихся на один атом элемента, за-тем называют элемент в родительном падеже. Например: Сl2О – гемиоксид хлора (полуоксид хлора),

NO – монооксид азота (одиноксид азота), Fe2O3 – сесквиоксид железа (полутораоксид железа), NO2 – диоксид азота (двуоксид азота), N2O5 – гемипентаоксид азота (полупятиоксид азота), СгО3 – триоксид хрома, С12О7 – гемигептоксид хлора (полусемиоксид хлора), ОsO4 – тетраоксид осмия.

Кроме такой номенклатуры, используется номенклатура, со-гласно которой названия оксидов составляют так: в именительном падеже называется слово оксид, за ним следует название элемента в родительном падеже с указанием степени окисления. Если для элемента известна только одна степень окисления, то при названии она обычно опускается.

Например: FeО – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III), Al2O3 – оксид алюминия.

Такой способ названия оксидов получил большое применение. Правила ИЮПАК рекомендуют при названии оксидов пользо-

ваться такими правилами: � Называется электроположительная составляющая оксида, за-тем ставится слово оксид:

ZnO – цинк оксид, Аl2O3 – алюминий оксид,

Если элемент имеет переменную степень окисления, то она указывается после электроположительной составляющей:

N2O – азот (I) оксид, NO – азот (II) оксид,

13

Р2О5 – фосфор (V) оксид. � Оксиды называются с указанием стехиометрических отно-шений: N2O – диазот оксид,

Р2O5 – дифосфор пентоксид. Правила не исключают тривиальных названий оксидов. Основные оксиды. Основными оксидами называются оксиды,

которым соответствуют гидроксиды, называемые основаниями. Основные оксиды – оксиды металлов со степенью окисления +1, +2, реже +3.

Основные оксиды – твердые вещества, большинство из кото-рых малорастворимы в воде. К растворимым оксидам относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. При растворе-нии их в воде образуются сильные основания, называемые щело-чами.

Например: Na2O + Н2О = 2NaOH, СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют собой

оксиды неметаллов и переходных металлов в высоких степенях окисления, им соответствуют гидроксиды, называемые кислотами.

Например: СО2 – оксид углерода (IV), ему соответствует гидроксид Н2СО3 – угольная кислота, Сl2О7 – оксид хлора (VII), ему соответствует гидроксид HС1О4 – хлорная кислота.

Кислотные оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные. Кислотные оксиды почти все растворяются в воде с образованием соответствующих гидроксидов:

SO2 + Н2О = H2SO3, P2O5 + H2O = 2H3PO4.

К кислотным оксидам относятся так называемые смешанные оксиды, при растворении таких оксидов в воде образуются две ки-слоты. К таким оксидам относятся оксид азота NO2, оксид хлора СlO2:

2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2, ЗСlO2 + Н2О = НСlO2 + НС1О3.

14

Амфотерные оксиды. Амфотерными оксидами называются

оксиды, обладающие двойственной природой, они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и ки-слотные оксиды. Например, при взаимодействии с кислотами ок-сид цинка ведет себя как основной оксид:

ZnO + 2HCl = ZnC12 + H2O, а при взаимодействии со щелочами оксид цинка ведет себя как ки-слотный:

t ZnO + 2NaOH = Na2ZnО2 + H2O.

Аналогичным образом ведут себя оксиды: Аl2О3, Сг2О3, SnO2, РbО2.

Вторую группу соединений элементов с кислородом представ-ляют несолеобразующие оксиды (пероксиды, надпероксиды, озо-ниды, субосиды).

Пероксиды. Это вещества, в молекулах которых содержится

группа атомов кислорода – O-O2- или аниона О22-, где кислород

имеет степень окисления -1. В международной номенклатуре они получили название пероксиды, а в русской – перекиси.

Например: Na2O2 – пероксид (перекись) натрия, графическая формула имеет вид: Na-O-O-Na.

Правила ИЮПАК при названии таких соединений рекоменду-ют ставить на первом месте электроположительную составляю-щую:

Na2O2 – натрий пероксид, ВаО2 – барий пероксид.

Надпероксиды. Надпероксиды содержат в своей кристалли-

ческой решетке атомы кислорода, связанные между собой в анион О2

-. По международной номенклатуре они называются суперокси-дами:

КО2 – надпероксид (супероксид) калия. Правила ИЮПАК рекомендуют новое название аниона О2

- – гипероксид. Следовательно, соединение КО2 называется калий ги-пероксид.

15

Озониды. К озонидам относятся соединения, содержащие в

своем составе анион О3-.

Например: КО3 – озонид калия. Новое название КО3, согласно правилам ИЮПАК, – калий озонид.

Субоксиды. Оксиды, в которых атомы электроположительно-

го элемента связаны между собой, получили название «субокси-ды».

Например: Hg2O – субоксид ртути, графическая формула этого соединения имеет вид:

Hg Hg

O ГИДРОКСИДЫ В этот класс входят соединения, которые, в зависимости от по-

ложения элемента в Периодической системе, являются основными гидроксидами (основаниями), кислотными гидроксидами (кисло-тами) или амфотерными гидроксидами.

Основные гидроксиды. Основными гидроксидами, или осно-

ваниями, называются соединения, в которых положительно заря-женный ион металла связан с отрицательно заряженным ионом ОН-. При диссоциации такие соединения дают в качестве отрица-тельно заряженных частиц только гидроксид – ионы.

Общая формула гидроксидов Ме(ОН)n, где Me – металл, n – степень окисления металла. Графические формулы гидроксидов строятся исходя из того, что гидроксид – ион одновалентен:

Na – ОН, НО – Mg – ОН.

При названии этих соединений пользуются международной номенклатурой. Название любого основания строится по правилу: называется слово “гидроксид” (в именительном падеже), затем идет название элемента (в родительном падеже). Если элемент имеет переменную степень окисления, то она называется после элемента и пишется римскими цифрами.

16

Например: NaOH – гидроксид натрия, Сu(ОН)2 – гидроксид меди (II), Сг(OH)3 – гидроксид хрома (III), Сг(ОН)2 – гидроксид хрома (II).

Иногда в названиях вместо степени окисления металла указы-вается число гидроксильных групп:

Сг(ОН)3 – тригидроксид хрома, Сu(ОН)2 – дигидроксид меди.

Правила ИЮПАК рекомендуют вначале называть катион, за-тем слово “гидроксид” с префиксом из числительного:

Сг(ОН)3 – хром тригидроксид, Fe(OH)2 – железо дигидроксид.

Все гидроксиды металлов – твердые вещества различного цве-та, большинство из которых малорастворимы в воде. Небольшая группа гидроксидов, растворимых в воде, называется щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

Количество групп ОН-, входящих в состав молекул основания определяет кислотность основания.

Например: однокислотные – КОН, LiOH, RbOH; двухкислотные – Mg(OH)2, Ва(ОН)2, Mn(OH)2; трехкислотные – Fe(OH)3, Сг(ОН)3.

Кислотные гидроксиды. Кислотными гидроксидами, или ки-

слотами, называются сложные вещества, содержащие в своем со-ставе водород, способный замещаться металлом.

Кислоты классифицируются на две группы: кислородные – образованные при растворении кислотных ок-

сидов в воде: SO2 + H2O = H2SO3, Р2О5 + Н2О = 2Н3РО4,

бескислородные кислоты, которые образуются при растворе-нии в воде летучих водородных соединений. При этом они присое-диняют довольно большое количество воды. Например, при рас-творении хлороводорода в воде идет процесс:

HCI + n Н2О = НС1 * n Н2О.

17

Кислоты делятся на одноосновные и многоосновные, по числу атомов водорода, входящих в состав и способных замещаться ме-таллом.

Например: НРО3, НС1, НNО3, НIO3 – одноосновные кислоты, H2S, H2SO4, Н2СО3, H3PO3 – двухосновные кислоты, Н3РО4, H3AsO4, Н3АsО3 – трехосновные кислоты, H4SiО4, H4P2O7, H4SnO4 – четырехосновные кислоты.

Графические формулы кислот в большей степени передают их строение, чем формулы оксидов и оснований. Кислоты имеют мо-лекулярное строение и существуют в виде отдельных молекул (или в виде ассоциированных частиц димеров за счет водородных связей).

В молекулах бескислородных кислот атомы водорода непо-средственно связаны с атомами неметалла.

Например: Н – Вг, Н – С1.

В кислородных кислотах практически всегда атомы водорода связаны с атомом элемента кислотообразователя через кислород. Атомы кислорода, входящие в состав кислотного остатка и не свя-занные с атомами водорода, соединены с неметаллом кратными связями или образуют кислородные мостики.

Например: Н - О - С1. В неорганической химии очень мало кислот, где водород непо-

средственно связан с элементом кислотообразователя. Например: Н3РО2 – фосфорноватистая кислота, относится к одноосновным ки-слотам. Это подтверждается тем, что для этой кислоты известны соли состава NaH2PO2, КН2РО2, Mg(H2PO2)2. Другого типа солей, где бы содержалось по одному атому водорода или все три атома водорода были замещены на атомы металла, не получено. Графи-ческая формула этой кислоты имеет вид:

H O

P

O

H H Н3РО3 – фосфористая кислота. В этой кислоте только два атома

водорода способны замещаться на атомы металла. Это подтвер-

18

ждается тем, что для нее известны соли состав NaН2РО3, CaHPO3 , но не получены соли Nа3РО3, Са3(РО3)2. На основании этого можно сказать, что графическая формула кислоты должна выглядеть так:

H O

P

O

OH H Номенклатура кислот. Несмотря на то, что водород входит в

состав всех кислот, термин "водородная кислота" используется только для бескислородных кислот.

HF – фтористоводородная кислота, H2S – сероводородная кислота.

По правилам ИЮПАК рекомендуется рассматривать кислоты, от которых происходят названия аниона с окончанием -ид, как со-единения водорода: НС1 – водород хлорид,

HF – водород фторид. Учитывая, что номенклатура имеет давнюю историю с прочно

укоренившимися традициями, можно использовать старые назва-ния кислот: HCI – соляная,

HF – плавиковая. Названия кислородных кислот по русской номенклатуре состо-

ят из двух слов – прилагательного, характеризующего кислотооб-разующий элемент, и существительного “кислота”. Прилагатель-ное – русское название кислотообразующего элемента, к которому добавляется суффикс, характеризующий степень окисления эле-мента.

Низшая степень окисления характеризуется добавлением к корню названия элемента суффикса – новатистая:

НСlO – хлорноватистая, Н3РО2 – фосфорноватистая.

Средняя степень окисления характеризуется суффиксами -истая, -нистая:

НСlO2 – хлористая, H2SО3 – сернистая.

или суффиксами -новатая, -оватая: НСlO3 – хлорноватая кислота.

19

Высшая степень окисления характеризуется суффиксами -ная, -овая, -евая:

Н2SО4 – серная, НС1О4 – хлорная, НМnО4 – марганцовая, HReO4 – рениевая кислоты.

В тех случаях, когда кислотообразующий элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, отличаю-щихся между собой содержанием атомов водорода и кислорода (по содержанию воды), то перед названием элемента кислотообразова-теля добавляют префиксы:

мета – кислота содержит наименьшее количество атомов во-дорода и кислорода,

мезо – кислота содержит среднее количество атомов водорода и кислорода,

орто – кислота содержит максимальное количество атомов во-дорода и кислорода.

Например: H2SiO3 – метакремниевая, Н4SiO4 – ортокремниевая, НРO3 – метафосфорная, H3PO4 – ортофосфорная, HIO3 – метаиодноватая, H3IO4 – ортоиодноватая, H2TeO4 – метателлуровая, Н4ТеO5 – мезотеллуровая, H6TeO6 – ортотеллуровая.

Некоторые кислотообразующие элементы при одной и той же степени окисления образуют несколько кислот, молекулы которых отличаются числом атомов кислотообразующего элемента. Эти ки-слоты получили общее название “изополикислоты”. Называют эти кислоты, добавляя к основному названию кислоты числительное, указывающее на число атомов элемента кислотообразователя.

Например: H2S2O7 – дисерная (пиросерная), Н2Р2О7 – дифосфорная (пирофосфорная), H2Cr2O7 – дихромовая.

Кислоты, в молекулах которых ион -О- замещен ионом -O-O-, носят названия надкислот:

20

HNO4 – надазотная, Н3РО5 – надфосфорная, H2SO5 – мононадсерная, H2S2O7 – динадсерная.

Кислоты, образованные из кислородосодержащих кислот пу-тем замещения иона О2- ионом S 2-, называются тиокислотами.

Например: H2S2O3 – тиосерная кислота, H3PO3S – тиофосфорная кислота.

По современной номенклатуре кислоты разрешается называть как гидроксиды и оксигидроксиды неметаллов:

НСlO – гидроксид хлора (I), НNОз – диоксигидроксид азота (V), Н3РO4 – оксидтригидроксил (V).

Этот способ не получил широкого применения, т. к всегда предпочтительно более простое название.

Правила ИЮПАК сохраняют терминологию кислот, но делают следующие добавления: � Кислоты, от которых получаются ионы с окончанием -ат, -ит, (т. е. кислоты, названия которых образуются добавлением суффик-сов -ная, -истая и т. д.), можно рассматривать как соединения во-дорода:

H2SO4 – серная кислота, водород сульфат; НNO2 – азотистая кислота, водород нитрит.

� Высшая степень окисления для НClO4 и соответствующих ки-слот других элементов седьмой группы обозначается префиксом пер-:

НМnО4 – пермарганцовая кислота; HReO4 – перрениевая кислота.

� Кислоты, носящие названия надкислот, рекомендуется назы-вать с применением пероксо- с тривиальным названием кислот:

HNO4 – пероксоазотная кислота, H2SO5 – пероксомоносерная кислота, H2S2O7 – пероксодисерная кислота.

Химические свойства кислот можно подразделить на две груп-пы: общие для всех кислот, связанные с наличием в их растворах ионов гидроксония Н3О

+, и специфические, т. е. характерные для отдельных конкретных кислот.

21

Присутствие ионов Н3О+ в растворах всех кислот объясняет

изменение окраски индикаторов, водные растворы кислот кислые на вкус и разъедают ткани. Характерным качеством кислот являет-ся их способность при взаимодействии с металлами замещать свой водород на металл.

Вторая группа реакций кислот связана со специфическими особенностями различных кислот. Окислительные свойства за счет элемента-кислотообразователя характерны для азотной и хромовой кислот при любых концентрациях, а для серной – при достаточно высокой концентрации. Бескислородные кислоты также способны к реакциям не только по водороду, но и по элементу – кислотооб-разователю.

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды являются

соединениями с двойственной функцией; они способны реагиро-вать как с кислотами, так и с основаниями, это объясняется тем, что в водном растворе они диссоциируют как по типу основания, так и по типу кислоты:

Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2 = 2H+ + ZnO22-.

Следовательно, гидроксид цинка в кислой среде будет вести себя как основание:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H2O, а в щелочной – как кислота:

Zn(OH)2 + 2КОН (р) = К2[Zn(OH)4]. Названия амфотерных гидроксидов строятся как по типу осно-

вания, так и по типу кислот с учетом требований номенклатурных правил:

Zn(OH)2 – гидроксид цинка, цинк гидроксид, H2ZnО2 – цинковая кислота, водород цинкат;

Сг(ОН)3 – гидроксид хрома (III), хром (III) гидроксид, Н3СгО3 – ортохромистая кислота, водород ортохромит, НСгО2 – метахромистая кислота, водород метахромит.

СОЛИ Соли – вещества, издавна известные в практике, дошедшие до

нас от раннего алхимического периода. В те времена понятие о со-лях не отличали от понятий кислот и оснований. Только после ра-

22

бот Глаубера (в середине XVII столетия) понятие о солях стало по-немногу принимать самостоятельное значение.

В настоящее время солью называют продукт полной или час-тичной замены водорода кислоты металлом или замены гидро-ксид-иона на кислотный остаток. В зависимости от полноты за-мещения ионов водорода на ионы металла и гидроксид-ионов на кислотный остаток соли, получили название средние, кислые и основные. Эти соли относятся к типу простых солей. К концу XVII века был обнаружен сложный тип солей, так называемые двойные соли. Другой разновидностью солей сложного типа яв-ляются комплексные соли. Сейчас некоторые авторы современ-ных учебников по общей химии выделяют еще один тип сложных солей – смешанные соли.

Простые соли Средние соли. Средними солями называются продукты полно-

го замещения Н+ - ионов кислоты ионами металлов: они могут быть рассмотрены также как продукты полного замещения ОН-- ионов основания ионами кислотного остатка.

Соли представляют собой ионные соединения и их названия строятся по названиям металлов и кислот. В настоящее время ис-пользуется два способа названия: отечественный и международ-ный.

По способу, принятому в отечественной номенклатуре, при на-звании солей бескислородных кислот используется название ме-талла, к которому добавляется суффикс -ист (для низких степеней окисления) или -н (для высоких степеней окисления):

NaCI – хлористый натрий, FeCl2 – хлористое железо, FeCl3 – хлорное железо.

По международной номенклатуре к латинскому названию не-металла добавляется суффикс -ид. В случае, если металл имеет пе-ременную степень окисления, после названия металла указывается степень окисления его, либо используются греческие числитель-ные, указывающие на число кислотных остатков.

Например: NaCI – хлорид натрия, FeCl2 – хлорид железа (II), дихлорид железа,

23

CrCl3 – хлорид хрома (III), трихлорид хрома, SnC14 – хлорид олова (IV), тетрахлорид олова.

Правила ИЮПАК рекомендуют называть соли по общему пра-вилу: вначале называется катион с указанием степени окисления, затем – анион. При написании степень окисления указывается в скобках римскими или арабскими цифрами:

СгС12 – хром (II) хлорид, хром (2+) хлорид, СгС13 – хром (III) хлорид, хром (3+) хлорид.

При наименовании солей кислородосодержащих кислот в рус-ской химической литературе пользуются исторически сложившим-ся порядком: сначала называют кислоту с прибавлением слова “кислый”, а затем металл.

Например: Na2SО4 – сернокислый натрий, Сu(NO3)2 – азотнокислая медь, K2SO3 – сернистокислый калий, Mg(NO3)2 – азотнокислый магний.

Для металлов с переменной валентностью: соли, отвечающие низшей валентности, обозначаются как закисные, а высшей – как окисные.

Например: Fe(NO3)2 – закисное азотнокислое железо, Fe(NO3)3 – окисное азотнокислое железо.

В настоящее время большое распространение получила но-менклатура солей, в основе которой лежат латинские названия элементов-кислотообразователей. Она является до некоторой сте-пени международной номенклатурой. В основе ее лежат следую-щие принципы: � При постоянной валентности центрального атома (атома ки-слотообразующего элемента) название соли оканчивается слогом -ат.

Например: Na2ZnO2 – цинкат натрия, Na2CO3 – карбонат натрия, Na3AlO3 – алюминат натрия, К2ВеО2 – бериллат калия.

� Если элемент-кислотообразователь имеет переменную ва-лентность, то названия солей, отвечающих высшей валентности, характеризуются окончанием -ат.

Например: BaSO4 – сульфат бария,

24

Mg(NO3)2 – нитрат магния. Низшая степень окисления характеризуется окончанием -ит: Na2SO3 – сульфит натрия, Ba(NO2)2 – нитрит бария.

� Если кислота имеет несколько форм, то и соли имеют соот-ветствующее название.

Например: Н3РО4 – Na3PO4 – ортофосфат натрия, НРО3 – КРО3 – метафосфат калия, H4SiO4 – Na4SiO4 – ортосиликат натрия, H2SiO3 – Na2SiO3 – метасиликат натрия;

� Для солей, образованных кислотами, где элемент-кислотообразователь имеет несколько степеней окисления, низшая и высшая степени окисления отмечаются приставками гипо- и пер-:

НСlO – NaClO – гипохлорит натрия, НС1О2 – NaClO2 – хлорит натрия, НСlO3 – NaClO3 – хлорат натрия, НСlO4 – NaClO4 – перхлорат натрия.

� В случае, когда катион имеет переменную валентность, ее указывают после названия катиона и пишут римскими цифрами:

FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III).

Правила ИЮПАК не исключают тривиальных названий солей, но рекомендуют следующие правила: � Первой называется электроположительная составляющая с соответствующим окончанием -ат или -ит:

Na2SO4 – натрий сульфат, KNO2 – калий нитрит, Fe2(SO4)3 – железо (Ш) сульфат;

� Термины сульфат, фосфат и т. д. были раньше названиями анионов отдельных кислот, теперь эти названия должны обозна-чать отрицательную группу с серой или фосфором в качестве цен-трального атома, независимо от его степени окисления, количества и природы лиганда:

Na2SO4 – динатрий тетраоксосульфат, Na2SO3 – динатрий триоксосульфит, Fe2(SO4)3 – дижелезо трио(тетраоксосульфат).

Во многих случаях эти названия могут быть сокращены:

25

Na2SO4 – натрий сульфат, Na2SO3 – натрий сульфит, Fe2(SO4)3 – железо (III) сульфат.

При изображении графической формулы соли никогда не сле-дует терять из вида структуры кислотного остатка. Только тогда решение задачи будет продуманным, лишенным элементов слу-чайного и беспорядочного распределения связей между атомами. Кроме того, в солях кислородных кислот связь между атомами ме-таллов и атомами-комплексообразователя всегда осуществляется через кислород. Например:

Ва(СlO4)2 – перхлорат бария:

O Cl

O

O

O Ba O Cl

O

O

O

. A12(SO4)3 – сульфат алюминия:

O

S

O

O

O

Al O S O

O

O

Al

O

O

S

O

O

. Ca3(PO4)2 – фосфат кальция:

P

O O

O

Ca

Ca O P

O

Ca

O

O O

. Na4P2O7 – дифосфат натрия:

P O P

O O

Na Na

O O

O

Na

O

Na .

26

Кислые соли. Кислые соли – это продукт неполного замеще-ния ионов водорода на металл.

Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку содержат только один атом водорода, способный замещаться на металл. Двухосновные кислоты (H2SO4, H2SO3, H2CO3 и т. д.) об-разуют кислые соли, содержащие соответственно отрицательные ионы HSO4

-, HSO3-, НСО3

-. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н+ от ней-тральной молекулы кислоты. Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно записать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой со-держат ион HSO4

-, формулы солей будут иметь вид: для одновалентных металлов – MeHSO4, для двухвалентных металлов – Me(HSO4)2, для трехвалентных металлов – Me(HSO4)3. Трехосновные кислоты способны образовывать два типа кис-

лых солей. В случае Н3РО4 происходит замещение одного иона H+

ионом металла, а два других иона входят в состав отрицательно за-ряженного иона Н2РО4

-, образующего кислую соль. Однозамещенные кислые соли для металлов различной ва-

лентности имеют следующие формулы: МеH2РО4, Ме(Н2РО4)2, Ме(Н2РО4)3.

Если происходит замещение двух ионов Н+ ионами металла, а третий Н+ входит в состав иона НРО4

2-, то с металлами различной валентности образуются соли состава:

Ме2НРО4, МеНРО4, Ме2(НРО4)3.

Названия кислых солей строятся аналогично названиям нор-мальных солей, но в названиях анионов кислот содержится при-ставка гидро-, если сохраняется один атом водорода, или эта же приставка с греческим числительным, показывающим число ато-мов водорода в анионе:

NaHS – гидросульфид натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

27

Правила ИЮПАК сохраняют названия анионов, но вместо приставки гидро- на русском языке ставится слово “водород”, в случае необходимости перед водородом указывается числовой префикс.

Например: KHS – калий водородсульфид, NaНСО3 – натрий водородкарбонат, LiН2РО4 – литий диводородфосфат.

Основные соли. Основные соли – это продукты неполного за-

мещения гидроксид-ионов основания анионами кислот. Однокислотные основания не образуют основных солей, по-

скольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

Двухкислотные основания, имеющие формулу Ме(ОН)2, обра-зуют основные соли, содержащие положительно заряженные ионы (МеОH)+. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва иона ОН- от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме:

Ме(ОН)2 ⇔ МеОН+ + ОН-. Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также

заряд кислотного остатка, нетрудно вывести формулу основной со-ли. Формулы основных солей в зависимости от заряда анионов бу-дут иметь следующий вид:

для одновалентных кислотных остатков: МеОНС1, МеОНNО3, для двухвалентных кислотных остатков: (MeOH)2SO4,

(MeOH)2SO3, для трехвалентных кислотных остатков: (МеОН)3РО4, для четырехвалентных остатков: (МеОН)4Р2О7. Трехкислотные основания обшей формулы Ме(ОН)3 способны

образовывать два типа основных солей. В одном случае происхо-дит замещение одного иона ОН- ионом кислотного остатка, а два другие входят в состав заряженного положительного иона Ме(ОН)2

+, образующегося по схеме: Ме(ОН)3 ⇔ Ме(ОН)2

+ + ОН-. Основные соли этого типа, в зависимости от валентности ки-

слотного остатка, характеризуются следующими формулами: Me(OH)2NO3, (Me(OH)2)2SO4,

28

(Me(OH)2)3PО4. В другом случае происходит замещение двух ионов ОН- иона-

ми кислотного остатка, при этом образуется ион (МеОН)2+, кото-рый может образовывать соли состава:

MeOH(NO3)2, MeOHSO4, (МеОН)3(РО3)2.

Согласно международной номенклатуре, остатки MeOH+, MeOH2+, Мe(ОН)2

+ получили название гидроксоионов. Названия основных солей строятся по общему правилу:

ZnOHCl – хлорид гидроксоцинка, (MgOH)2SO4 – сульфат гидроксомагния, Сг(ОН)2С1 – хлорид дигидроксохрома (III).

Если металл имеет переменную валентность, то после его на-звания указывается степень окисления:

(FeOH)2SO4 – сульфат гидроксожелеза (II), (FеOH)SO4 – сульфат гидроксожелеза (III), СгОН(NO3)2 – нитрат гидроксохрома (III).

Правила ИЮПАК сохраняют для ОН- - ионов название “гидро-ксид”. Основные соли следует называть:

MgOНCl – магний гидроксид хлорид, Fe(OH)2Cl – железо (III) гидроксид хлорид.

Сложные соли Двойные соли. Двойные соли являются продуктами взаимо-

действия кислоты с оксидами или основаниями разных металлов, что возможно, если кислота содержит минимум два водорода, спо-собных замещаться металлом.

Например: H2SO4 + КОН = KHSO4 + H2O, KHSO4 + NaOH = KNaSO4 + Н2О.

Двойные соли существуют только в твердом виде. Примерами двойных солей служат: KFe(SO4)2, NH4Cr(SO4)2. Такие соли имеют тривиальное название "квасцы":

KA1(SO4)2 – алюмокалиевые квасцы, NH4Fe(SO4)2 – железоаммонийные квасцы.

29

По международной номенклатуре в названиях двойных солей названия всех катионов ставятся в родительном падеже и соединя-ются дефисом:

KA1(SO4)2 – сульфат калия-алюминия, (NH4)2Fe(SO4)2 – сульфат аммония-железа (II).

Последовательность катионов зависит от их валентности, если один из катионов имеет переменную валентность, то она указыва-ется римскими цифрами.

Номенклатура ИЮПАК рекомендует называть двойные соли по общему правилу для бинарных соединений:

NH4Fe(SO4)2 – аммоний - железо (III) сульфат, NH4MgPO4 – аммоний - магний фосфат.

Графические формулы строятся так же, как и для нормальных солей.

Смешанные соли. Этот тип солей аналогичен двойным солям

с той лишь разницей, что молекула смешанной соли образована различными кислотными остатками при одном и том же металли-ческом основании:

Са(ОН)2 + Сl2 → Са(ОС1)С1 + Н2O. При названии таких солей анионы называются в алфавитном

порядке: Са(ОС1)С1 – гипохлорит-хлорид кальция, Ca5F(PО4)3 – три фосфат-фторид пентакальций.

По правилам ИЮПAK названия этих солей будут отличаться только положением электроположительной составляющей:

Са(ОС1)С1 - кальций гипохлорит-хлорид.

30

ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

Химический эквивалент, или молярная масса эквивалента, представляет собой одну из важнейших характеристик элемента.

Единица молярной массы эквивалента определяется из сле-дующих опытных данных:

1. Водород вступает в соединение с кислородом, образуя воду, в весовых отношениях: 1,00 : 7,9365 или 1,008 : 8,000.

2. Молярная масса эквивалента водорода равна его атомному весу. Так как атомный вес водорода равен 1,008, то этому же числу равна и его молярная масса эквивалента. Молярная масса эквива-лента кислорода тогда равна 8,000 г/моль. Отсюда, точно зная мо-лярные массы эквивалентов водорода и кислорода, можно дать оп-ределение эквивалента элемента:

Химическим эквивалентом, или молярной массой эквива-лента элемента, называется такая масса, которая соединяется с 8 весовыми частями кислорода или с 1 (точнее, 1,008) массовой частью водорода, или замещает такие же массы кислорода или водорода в их соединениях.

Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента. Например, 1 моль эквивалента водорода равен 1,008 г/моль или 1,008 у.е.

Молярная масса эквивалента связана с атомной массой соот-ношением:

Z

АМ экв = , (1)

где Мэкв – молярная масса эквивалента, Z – валентность, А – атомная масса.

Пример. Определить молярные массы эквивалентов алюминия, кальция и натрия. Для определения молярных масс эквивалентов этих элементов необходимо найти значение их атомных масс по Периодической системе, определить их валентность и, используя зависимость (1), рассчитать молярные массы эквивалентов.

Решение. Аr (Al) = 27; B = 3; ( ) 9327 ==AlМ экв г/моль.

Ar (Ca) = 40; B = 2; ( ) 202

40 ==СаМ экв г/моль.

31

Аr (Na) = 23; B = 1; ( ) 231

23==NaМ экв г/моль.

Если элемент образует несколько соединений, проявляя при этом различную степень окисления, то величины молярных масс эквивалентов будут различны.

Пример. Определить молярную массу эквивалента азота в со-единениях: NH3, NO, NO2.

Решение. Находим эквивалентную массу азота и его степень окисления в соединениях.

Ar (N) = 14. Степень окисления азота в NH3 = -3;

( ) 66,43

14 ==NМ экв г/моль.

Степень окисления азота в NO = +2; ( ) 72

14 ==NМ экв г/моль.

Степень окисления азота в NO2 = +4; ( ) 5,34

14 ==NМ экв г/моль.

Постоянные значения эквивалентной массы имеют элементы с постоянной валентностью.

Из существа понятий о химическом эквиваленте вытекает закон эквивалентов: равные количества эквивалентов веществ взаимодействуют без остатка.

Математическое выражение закона имеет вид:

)2()1( эквэкв nn = . (2) Это же выражение можно записать в другом виде:

,2

2

1

1

эквэкв М

m

М

m =

где m1, m2 – массы веществ; Мэкв1, Мэкв2 – молярные массы эк-вивалентов веществ.

Под молярной массой эквивалента сложного соединения по-нимают такое количество его, которое в данной реакции взаимо-действует с молярной массой эквивалента другого соединения.

Молярной массой эквивалента кислоты называется такое ее количество, которое содержит один моль эквивалента водоро-да, способного замещаться на металл.

Молярные массы эквивалентов кислот HCl; HNO3; CH3COOH составляют соответственно 36,46 г/моль, 63,01 г/моль, поскольку в них содержится 1,008 г/моль водорода, способного замещаться ме-

32

таллом. Именно поэтому молярная масса эквивалента кислоты мо-жет быть вычислена как частное от деления ее молярной массы на основность кислоты. Так, молярная масса эквивалента серной ки-слоты может быть определена по количеству атомов водорода, участвующих в реакции:

1) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O; 2) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.

В первом случае 1

)( 42

MSOHМ экв = , т. к. один атом водорода за-

мещен на металл; во втором случае ( )242

MSOHМ экв = , т. к. оба атома

водорода замещены на металл, т.е:

( ) 981

98421 ==SOHМ

экв г/моль;

( ) 49298

422 ==SOHМ экв г/моль.

Молярная масса эквивалента основания – это его масса, со-держащая один моль эквивалента металла, способного участво-вать в реакции.

Молярная масса эквивалента основания может быть вычислена по формуле:

В

МосновМ экв =.)( , (3)

где М – молярная масса основания, В – валентность металла (число гидроксильных групп или кислотность).

Пример. Найти молярную массу эквивалента гидроксида алю-миния, исходя из следующих реакций:

1) Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O; 2) Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O; 3) Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

Решение. Молярная масса эквивалента гидроксида алюминия для каждого случая будет соответственно равна:

1) ( )( )13

MOHAlМ экв = , т. к. в этом случае замещен один гидро-

ксид-ион на хлорид-ион.

2) ( )( )23

MOHAlМ экв = , т. к. 2 гидроксид-иона замещены на хло-

рид-ионы.

33

3) ( )( )33

MOHAlМ экв = , т. к. все 3 гидроксид-иона замещены на

хлорид-ионы. Молярные массы эквивалентов солей тоже могут иметь пере-

менные значения. Например, в реакциях: NaHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + NaCl + HCl; MgOHCl + H2S = MgS + H2O + HCl.

Молярные массы эквивалентов NaHSO4, MgOHCl составляют ½ их молярных масс, т. к. две молярные массы эквивалентов соли участвуют в реакции.

Наиболее употребительные методы экспериментального опре-деления молярной массы эквивалентов следующие:

1. Метод прямого определения. Молярная масса эквивалента определяется из данных прямого

синтеза кислородного или водородного соединения данного эле-мента.

2. Аналитический метод. Производится точный анализ соединения данного элемента с

любым другим, эквивалент которого известен. 3.Метод вытеснения водорода. Метод применяется для определения молярной массы эквива-

лентов металлов, способных вытеснять водород из разбавленных кислот и щелочей. Эквивалент определяется из отношения веса данного элемента к весу или объему вытесненного им водорода.

Пример. При взаимодействии 0,065 г цинка с серной кислотой выделилось при нормальных условиях 22,4 мл водорода. Т. к. хи-мический эквивалент водорода соответствует 1,008 г (или 11200 мл) выделившегося водорода, то эквивалент цинка ока-зывается равным:

2

2

1

1

эквэкв М

m

М

m = или эквэкв

V

V

M

m=

1

1 ,

то ./5,324,22

11200*.065,01 мольг

мл

млгM экв ==

4. Электрохимический метод. Определяется весовое количество элемента, осаждающееся на

электроде при электролизе соли данного элемента. (Эквивалент рассчитывается по закону Фарадея).

34

5. Теоретический метод. Химический эквивалент можно вычислить, зная атомный вес и

валентность элемента:

B

АrМ экв = , (4)

где Ar – атомная масса, В – валентность.

Вопросы допуска к лабораторной работе 1. Какие из приведенных ниже выражений относятся к первому

определению, какие – ко второму? 1) Химические элементы взаимодействуют между собой в ко-

личествах, пропорциональных их эквивалентам. 2) Масса элемента, которая может при химических реакциях

присоединять или замещать одну (точнее, 1,008) часть массы водо-рода или 8 частей массы кислорода:

а) химический эквивалент элемента; б) закон эквивалентов; в) молярная масса эквивалента элемента;

г) 2

2

1

1

эквэкв М

mМ

m = , где m1, m2 – массы веществ; Мэкв1, Мэкв2 –

молярные массы эквивалентов веществ. 2. Каким из приведенных методов можно определить химиче-

ский эквивалент золота, которое непосредственно с водородом и кислородом не соединяется и не вытесняет водород из кислот.

а) метод вытеснения водорода; б) метод прямого определения; в) аналитический метод; г) электрохимический метод. 3. Молярная масса эквивалента азота (г/моль) в соединении

NO2 равна: а) 4,66; б) 7; в) 3,5; г) 6. 4. Молярная масса эквивалента азота в соединении NхOу равна

2,8 г/моль. Определите это соединение: а) N2O; б) NO;

35

в) N2O3; г) NO2; д) N2O5. 5. Молярная масса эквивалента гидроксида висмута (г/моль) в

следующей реакции равна: Bi(OH)3 + HNO3 = Bi(OH)2NO3 + H2O. а)259,98; б) 129,99; в) 86,66 г. 6. Молярная масса эквивалента фосфорной кислоты (г/моль) в

реакции равна: H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2H2O. а) 49; б) 98; в) 32,67. 7. Молярная масса эквивалента соли NaHSO4 в следующей ре-

акции равна: NaHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + NaCl + HCl. а) 0,5-, б) 0,25-, в) 1-, г) 2- молярных масс. 8. 0,05 г металла вытесняют из кислоты 28 мл водорода (н.у.).

Чему равна молярная масса эквивалента металла (г/моль)? а) 5; б) 1; в) 15; г) 20; д) 25. 9. Сколько оксида получится при окислении 3 г металла, мо-

лярная масса эквивалента которого равна 12 г/моль? а) 3; б) 6; в) 5; г) 10; д) 12. 10. Какой объем займёт (при н.у.) 1 моль эквивалента кислоро-

да и 1 моль эквивалента водорода? V (O2): а) 5,6 л; б) 2,8 л; в) 44,8 л; г) 22,4 л. V (Н2): а) 11,2 л; б) 22,4 л; в) 22,4 л; г) 20 л.

36

11. 1 г калия соединяется с 0,9 г хлора, а также с 2 г брома. Найти молярные массы эквивалентов калия и брома (г/моль), если молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

Э (К): а) 39; б) 32; в) 31; г) 38. Э (Вr): а) 78; б) 20; в) 19; г) 75. Определение молярной массы эквивалента цинка

методом вытеснения Собрать прибор, приведенный на рисунке 1. Прибор состоит из: 1) бюретки на 50 мл; 2) воронки, служа-

щей в качестве уравнительного сосуда, 3) пробирки. Для соеди-нения употребляются каучуковые трубки и пробки с просвер-ленными отверстиями.

После того как прибор собран, в уравнительный сосуд наливается вода, заполняющая бюретку. Бюретка укреп-ляется в штативе так, чтобы уровни во-ды в бюретке и воронке совпадали с нулевым делением (нулевое деление должно быть на уровне глаз наблюда-теля). Отсчеты уровня жидкости дела-ются по нижнему краю мениска.

Прежде чем проводить опыт, необ-ходимо проверить прибор на герметич-ность. Для этого бюретку и пробирку закрывают пробками, соединенными между собой резиновой трубкой. Затем уравнительный сосуд опускается вниз на 15-20 см. Уровень воды в бюретке несколько снизится и останется без

Рис.1. Прибор для оп-

ределения молярной мас-сы эквивалента цинка

изменения, если прибор герметичен. При возвращении сосуда на прежнее место вода в нем и в бюретке должна быть на том же нулевом делении.

37

Проведение опыта Взвесить кусочек цинка около 0,03 г. Вынуть пробку из про-

бирки и передвижением воронки установить уровень воды в бю-ретке на нулевом делении или несколько ниже. Отмерить 5 мл раз-бавленной серной кислоты, добавить 1 каплю раствора сульфата меди и влить в одно из колен пробирки. В другое колено поместить кусочек цинка. Затем в пробирку плотно вставляют пробки. Прове-ряют герметичность прибора. Затем пробирку поворачивают таким образом, чтобы кислота перелилась в то колено пробирки, где на-ходится цинк.

Водород, выделившийся в результате взаимодействия цинка с раствором кислоты, вытесняет из бюретки воду. Уравнительный сосуд (воронку) при этом надо опускать и во время опыта старать-ся держать воду в нем и в бюретке на одном уровне, чтобы давле-ние газа внутри прибора было все время близко к атмосферному.

По окончании реакции дать пробирке остыть до комнатной температуры, после чего снова привести воду в бюретке и воронке к одинаковому уровню, отметить и записать уровень воды в бю-ретке. Отметить и записать показания комнатного термометра и барометра во время опыта.

Результаты измерений записываются в следующей таблице: 1. Масса цинка (г). 2. Температура (t, 0С). 3. Атмосферное давление (Р, мм.рт.ст.). 4. Уровень воды в бюретке до реакции (А1). 5. Уровень воды в бюретке после реакции (А2). 6. Давление насыщенного пара (при температуре t), мм.рт.ст. Обработка результатов 1. Вычислить объем водорода (в мл), вытесненного цинком

при температуре t и давлении Р: V = A1 – A2.

2. Привести объем выделившегося водорода к нормальным ус-ловиям. При этом надо учесть, что водород, собранный над водой, содержит водяной пар, что давление газа в бюретке, равное атмо-сферному давлению, складывается из парциальных давлений водо-рода и водяного пара. Приведение объема газа к нормальным усло-

38

виям производится на основании уравнения состояния идеального газа, объединяющего законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

T

PV

T

VP=

0

00, (5)

где Po – нормальное давление, равное 760 мм. рт. ст.; Vo – объем газа при н. у., выраженный в мл.; Р – парциальное давление сухого водорода, равное измеренно-

му атмосферному давлению минус парциальное давление водяного пара при температуре опыта;

Т – температура опыта, равная То + t. Таким образом, объем водорода при нормальных условиях оп-

ределяется по уравнению:

( )

( ) 760*273

273*0

t

hpVV

+−= .

3. Вычислить молярную массу эквивалента цинка можно: ис-пользуя закон эквивалентов (уравнение (2)), заменив массу водо-рода их объемами, т. е.:

)( 22 НЭ

Znэкв

H

Zn

V

М

V

m = ⇒ 2

2 )(*

H

НЭZn

ZnэквV

VmМ = ,

где Vэ(н2) = 11,2 л. 4. Вычислить массу вытесненного водорода – g, зная, что 1

моль водорода занимает при нормальных условиях объем, равный 22,4 л.

5. Вычислить молярную массу эквивалента цинка по формуле:

,)(* 2

g

НМbМ экв

экв =

где b – масса взятого цинка, а g – масса выделившегося водо-рода.

6. Сравнить полученную молярную массу эквивалента цинка с теоретическим значением и вычислить процент ошибки опыта по формуле:

( )

.100*(%).

.

теорэкв

эквтеорэкв

М

ММошибка

−= (6)

39

Контрольные задания 1. Вычислить молярные массы эквивалентов металлов в соеди-

нениях: Cr2O3; Mn3(PO4)2; Mn2O7; KCr(SO4)2. 2. Найти молярные массы эквивалентов неметаллов в соедине-

ниях: H4P2O7; H2Si2O5; Na2B4O7; NH4ClO4. 3. Вычислить молярную массу эквивалентов следующих со-

лей: AlCl3*6H2O; CrPO4; FeSO4*7H2O; Mg2P2O7. С учетом того, что соли взаимодействуют с кислотой с образованием сред-них солей.

4. Какую молярную массу эквивалента и какую часть моля со-держат: 24,5г H2SO4; 75г CaCO3; 8,6 г CaSO4*2H2O.

5. Вычислить молярную массу эквивалента олова в его кисло-родных соединениях, содержащих соответственно 21,1 и 11,9 % кислорода.

6. Некоторый элемент образует гидрид, содержащий 8,87 % водорода. Вычислить молярную массу эквивалента элемента.

7. Эквивалент металла составляет 56,2 у.е. Вычислить про-центное содержание металла в его кислородном соединении.

8. Молярная масса эквивалента металла равна 23 г/моль. Сколько граммов металла надо взять для выделения 135,6 мл водо-рода (н.у.) из кислоты?

9. Определить молярную массу эквивалента алюминия, если при сгорании 10 г его образуется 18,88 г оксида.

10. 0,493 г хлорида соединения некоторого металла после об-работки нитратом серебра образовали 0,861 г хлорида серебра. Вы-числить молярную массу эквивалента металла.

11. На нейтрализацию 1 г основания израсходовано 2,14 г HCl. Вычислить молярную массу эквивалента основания.

12. Элемент образует гидрид, с массовой долей водорода 8,87 %. Вычислите молярную массу эквивалента элемента.

(Ответ: 10,3 г/моль) 13. При сгорании металла массой 5 г образует 9,44 г оксида

металла. Вычислите молярную массу эквивалента металла. (Ответ: 9 г/моль) 14. Определите молярную массу эквивалента серы, если 6,48 г

некоторого металла образуют 6,96 г оксида и 7,44 г сульфида. (Ответ: 16 г/моль)

40

15. Молярная масса эквивалента металла составляет 63,5 г/моль. Вычислите массовую долю металла W(Me), в оксиде.

(Ответ: 88,8 %) 16. Определите массу металла, вступившего в реакцию с ки-

слотой, если при этом выделился водород объемом 260 мл при нормальных условиях. Молярная масса эквивалента металла равна 9 г/моль.

(Ответ: 0,21 г) 17. На нейтрализацию кислоты, массой 2,18 г, израсходовано

KOH массой 2,49 г. Вычислите молярную массу эквивалента ки-слоты.

(Ответ: 49 г/моль) 18. Кальций, массой 0,69 г, и цинк, массой 1,13 г, вытесняют из

кислоты одинаковые количества водорода. Определите молярную массу эквивалента цинка, зная, что молярная масса эквивалента кальция равна 20 г/моль.

(Ответ: 32,7 г/моль). 19. Металл, массой 0,864 г, образовал хлорид массой 1,148 г.

Определите молярную массу эквивалента металла, зная, что мо-лярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

(Ответ: 108 г/моль) 20. Металл, массой 2 г, соединяется с 17,78 г брома и 3,56 г се-

ры. Молярная масса эквивалента серы равна 16 г/моль. Определите молярные массы эквивалентов металла и брома.

(Ответ: 9 г/моль; 80 г/моль).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ

Относительная молекулярная масса является основной ха-рактеристикой каждого индивидуального вещества простого или сложного.

Масса молекул, выраженная в атомных единицах массы, назы-вается относительной молекулярной массой. Атомная единица массы – это 1/12 часть массы атома самого легкого природного изотопа углерода 12С.

Количество вещества, масса которого в граммах численно равна относительному молекулярному весу, называется молем.

41

Существуют различные методы определения молярных масс газообразных и растворенных веществ.

По закону Авогадро в равных объемах газов при одинаковых условиях температуры и давлении содержится равное число моле-кул, т. к. относительная молекулярная масса вещества пропорцио-нальна массе отдельной молекулы, то из закона Авогадро следует, что молярная масса любого вещества в газообразном состоянии при одинаковых условиях занимает один и тот же объем, назы-ваемый молярным объемом (Vм). При нормальных условиях мо-лярный объем газа равен 22400 мл; этот объем занимает (при н.у.) 1 моль любого газа: 2,016 г водорода, 32 г кислорода, 18 г водяно-го пара и т. д. Следовательно, молярный объем газообразных ве-ществ не зависит от природы вещества.

Экспериментальное определение молярной массы газообраз-ных веществ основано на применении закона Авогадро и следствий из него. Молярная масса может быть определена даже и в том слу-чае, если состав исследуемого соединения неизвестен.

1. Определение молярной массы газообразных веществ на

основании молярного объема Согласно следствию из закона Авогадро, 1 моль любого газа

занимает объем 22,4 л. Поэтому, зная массу газа в определенном объеме, можно найти его молярную массу. Пусть g(г) исследуемо-го газа занимает при нормальных условиях объем Vo(л), то моляр-ная масса определяется как количество газа, занимающее объем 22,4 л, т. е.:

0

*4,22

V

gМ = . (7)

Выражение g/V0 представляет массу одного литра газа при н.у., т. е. его плотность Д0. Следовательно, молярная масса газа (М) мо-жет быть выражена как произведение его плотности на 22,4 л.:

.4,22*0 лДМ = (8) Если объемы газов измерены при температуре и давлении

отличных от нормальных, то для вычисления плотности объемы газов необходимо привести к нормальным условиям, используя уравнение (5).

42

2. Определение молярной массы газа по относительной

плотности (по водороду или воздуху) Для определения молярной массы газа удобно пользоваться

понятием относительной плотности. Относительной плотностью называется отношение массы одного газа к массе такого же объема другого газа, взятого при одних и тех же условиях, температуры и давлении.

В качестве эталона для сравнения берут либо легчайший газ – водород, либо воздух, как наиболее доступный.

Если исследуемый газ А, находящийся в некотором объеме ве-сит g1, то его масса равна:

AMng *1 = , где n – число молекул, MА – молярная масса. Другой газ, взятый для сравнения в том же объеме и при тех же

условиях, согласно закону Авогадро, тоже содержит число молекул n и масса его равна:

BMng *2 = . Отношение масс 2

1g

g , равное отношению молярных масс

МА/МВ и показывающее, во сколько раз первый газ тяжелее второ-го, называется плотностью исследуемого газа по отношению ко второму, или просто относительной плотностью.

Если плотность исследуемого газа определяется по водороду, молярная масса которого равна 2,016, то молярная масса газа А равна:

)(*2)(*016,2 22 НДНДM A == . (9) Молярная масса взятого для сравнения воздуха определяется

как «средняя по составу». В воздухе содержится по массе 24 % ки-слорода и 76 % азота. Средняя молярная масса воздуха: ( ) 29100

76*28*32*24 = . Следовательно, если плотность исследуемого

газа определяется по воздуху, то для расчетов молярной массы газа применяется относительная плотность по воздуху:

.*29 воздА ДМ = (10)

43

Пример. Плотность аммиака по водороду равна 8,44, а по воз-духу 0,59.

Отсюда, молярная масса аммиака равна 17 г/моль, так как ( ) 1744,8*2*2 2 === НДМ г/моль;

1759,0*29*29 . === воздДМ г/моль. При определении молярной массы газа по относительной

плотности не обязательно приводить газ к нормальным условиям. 3.Определение молярной массы по его весу и объему Зная массу какого-то газа, можно найти его молярную массу по

уравнению Клайперона – Менделеева. Уравнение Клайперона:

rT

PV = , (11)

где r – величина постоянная для одной и той же массы газа. Менделеев показал, что, учтя закон Авогадро, можно получить

уравнение, содержащее вместо постоянных (r), зависящих от вида и количества газа, только одну постоянную R, не зависящую от природы газа.

Для 1 моль любого газа (при нормальных условиях) Vo в отно-шении

0

00T

PV означает объем 22,4 л.

Тогда для всех газов 0

00T

PV будет величиной постоянной.

Постоянная R называется газовой постоянной или постоянной Менделеева. Выражение:

RT

VP =0

00 или RTPV = ,

применяемое к 1 молю любого газа, называется обобщенным уравнением Менделеева – Клайперона. В зависимости от единиц, в которых выражены V и P, численные значения R различны:

мольградстртмммлстртмммл

R *....*62359

273

...760*22400 == ;

мольградатмлатмл

R *..*.082,0

273

.1*4,22== ;

мольградэргR *.

.107*3,8= , если Р в Па, V в м3.

44

Для n молей уравнение Клайперона – Менделеева принимает следующий вид:

nRTPV = , (12) где n – число молей газа может быть выражено как частное от

деления веса вещества на его молярную массу. Тогда уравнение записывается следующим образом:

RTM

gPV *= . (13)

Из этого уравнения (13) может быть определена молярная мас-

са газа: PV

RTgM *= . (14)

Определение молярной массы диоксида углерода

Определение молярной массы диоксида углерода проводится в приборе, приведенном на рис.2, состоящем из аппарата Киппа (1) и промывных склянок (2, 3).

Рис.2. Прибор для определения молярной массы

углекислого газа Диоксид углерода, получаемый в аппарате Киппа действием

10 %-й соляной кислоты на мрамор, пропускают через промывные склянки. В склянке (2), наполненной водой, CO2 освобождается от примеси хлористого водорода, в склянке (3), наполненной концен-

45

трированной серной кислотой, высушивается. Для работы необхо-дим очищенный сухой газ.

Опыт проводится в следующей последовательности: сухую и чистую колбу емкостью 250 мл плотно закрыть резиновой проб-кой. Нижний уровень пробки в горле отметить карандашом для надписи по стеклу. Взвесить колбу, закрытую пробкой, на техниче-ских весах с точностью до 0,01 г.

Открыть пробку, опустить в колбу до дна газоотводную трубку от аппарата Киппа (4) и в течение 3-5 минут пропускать диоксид углерода с такой скоростью (регулируется краном), чтобы можно было считать отдельные пузырьки в промывных склянках. Когда колба наполнится диоксидом углерода (как это определить?), вы-нуть газоотводную трубку, закрыть отверстие пробкой (пробка должна входить до метки) и закрыть кран аппарата Киппа. Взве-сить колбу с диоксидом углерода на тех же весах.

Операцию заполнения колбы газом и последующего взвешива-ния повторяют до тех пор, пока результаты взвешивания не совпа-дут или будут отличаться не более чем на 0,01 г. В этом случае можно быть уверенным, что воздух в колбе вытеснен, и она полно-стью наполнена диоксидом углерода. Учитывать результаты по-следнего взвешивания.

Отметить показания термометра и барометра во время опыта. Запись располагать в следующем порядке:

1. Масса колбы с пробкой и воздухом, г. 2. Масса колбы с пробкой и CO2, г. 3. Объем колбы, мл. 4. Абсолютная температура во временя опыта, К. 5. Атмосферное давление, мм.рт.ст. 6. Объем воздуха, приведенный к нормальным условиям, мл. 7. Масса воздуха в объеме колбы, г. 8. Масса CO2 в объеме колбы, г. 9. Плотность CO2 по воздуху. 10. Масса колбы, г. Вычислить молярную массу CO2 тремя способами и рассчитать

процент ошибки по формуле:

46

( )

.100*.

..

теор

пртеор

М

ММП

−=

Контрольные задания 1. Что называется абсолютной плотностью газа? 2. Что называется относительной плотностью газа? 3. Что называется плотностью газа по водороду? 4. Как можно вычислить молекулярную массу веществ, зная

плотность его паров по воздуху? 5. Как изменится плотность газа при изменении давления? 6. Определите давление газа, если известно, что в сосуде объе-

мом 10 л при 57 0С находится 6*1022 молекул. 7. Рассчитайте число молекул в м3 газа при 24 0С и 10-7

мм.рт.ст. 8. Вычислить плотность по водороду газовой смеси, состоящей

из одной объемной части аммиака и двух объемных частей окиси углерода (IV).

9. Средняя плотность по водороду газовой смеси, состоящей из водорода и кислорода, равна 14,5. Вычислить, сколько объемных процентов водорода и кислорода содержится в смеси.

10. Вычислить массу 1 л газовой смеси, имеющей объемный состав: 40 % CO; 12 % O2; 48 % N2 при 740 мм.рт.ст. и 25 0С.

11. Масса 344 мл газа при 42 0С и 772 мм.рт.ст. равна 0,865 г. Вычислить молярную массу газа.

12. Вычислить массу 250 мл хлороформа при 90 0С и 760 мм.рт.ст.

13. Определить молярные массы газов, если: а) 0,29 л газа при температуре 27 0С и давлении 1,064*105 Па

имеют массу 0,32 г; б) 1,56 л газа при температуре 27 0С и давлении 1,037*105 Па

имеют массу 2,86 г. (Ответ: а) 25,6; б) 44.) 14. Плотность газа по воздуху равна: а) 0,9; б) 2,45. Опреде-

лить массу 1л каждого газа. (Ответ: а) 1,16 г; б) 3,17 г.)

47

15. При прокаливании некоторого количества нитрата свинца (II) масса его уменьшилась на 2,16 г. Определить массу в граммах и число молей взятой соли, и объемы полученных кислорода и ди-оксида азота при нормальных условиях.

(Ответ: m (Pb(NO3)2) = 6,62 г; n (Pb(NO3)2) = 0,02 моль; V(O2) = 0,224 л; V(NO2) = 0,448 л).

16. Определить процентное содержание примесей в техниче-ском сульфиде железа, если при взаимодействии 5 г его с кислотой, выделилось 0,8 л сероводорода при температуре 39 0C и давлении 1,617*105 Па.

(Ответ: 28 г.)

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

Растворами называются (гомогенные) системы, состоящие

из двух и более компонентов. Из определения понятия «растворы» следует, что они, как ми-

нимум являются двухкомпонентными системами. Тот компонент, который количественно преобладает и находится в том же агрегат-ном состоянии, что и образующийся раствор, называется раствори-телем. Таким образом, растворы можно рассматривать как систе-мы, не имеющие строго определенного состава. Основным призна-ком, характеризующим растворы, является их однородность, по-этому они больше напоминают химические соединения и отлича-ются от механических смесей.

Важной характеристикой растворов является концентрация. Говоря лишь о концентрированных или разбавленных растворах, подразумевают лишь качественную сторону концентрации этих растворов. Например, концентрированная серная кислота содер-жит до 98 % H2SO4, в то время как этот же термин применительно к соляной кислоте подразумевает раствор, содержащий 38 % HCl. Разбавленные растворы содержат наименьшую долю растворенно-го вещества.

Следовательно, в практическом отношении особое значение приобретает количественный способ выражения концентрации.

48

Концентрацией раствора называется количество раство-ренного вещества, содержащееся в определенном количестве рас-твора или растворителя. Различают два типа обозначений кон-центраций веществ – аналитические и технические.

Аналитические обозначения употребляются для растворов реа-гентов, применяемых в анализе веществ, где в качестве основной массовой единицы веществ используют моль.

Молярность М – число молей растворенного вещества, со-держащееся в 1 л раствора. Раствор, содержащий в 1 л 1 моль рас-творенного вещества, называется одномолярным или молярным; 0,1 моль – децимолярным (0,1 М раствор); 0,01 моль – сантимо-лярным и т. д.

Вместо молярности в последнее время применяют более точ-ный термин – Формульная концентрация F – число молей веще-ства, соответствующих его химической формуле, содержащееся в 1 л раствора.

Моляльность – число молей вещества, приходящееся на 1 кг растворителя.

Молярная концентрация эквивалента вещества, или нор-мальность, N – число молей эквивалентных масс Мэ, содержа-щееся в 1 л раствора. Раствор называется однонормальным, или нормальным, если в 1 л его содержится 1 моль-экв растворенного вещества (1 н. раствор); полунормальным, если он содержит 0,5 моль-экв в 1 л (0,5 н. раствор) и т. д.

При определении количества вещества, необходимого для при-готовления раствора той или иной нормальности, знать правила определения эквивалентов. Например, в 1 л 1 н. H2SO4 содержится 1 моль-экв H2SO4 (49 г), так как Э (H2SO4) = М/2.

Массовая эквивалентность (массовая нормальность) Ха – число молей эквивалентных масс, приходящееся на 1 кг раствори-теля.

Технические обозначения концентраций широко распростра-нены в технике, медицине, фармации. Наиболее употребительными из них являются следующие обозначения:

Массовая доля – количество граммов растворенного вещества, содержащееся в 100 г раствора. Например, 10 % раствор поварен-ной соли – это такой раствор, в 100 г которого содержится 10 г со-

49

ли. Масса раствора представляет собой сумму масс растворенного вещества и растворителя. Следовательно, в приведенном примере в каждых 100 г раствора содержится 10 г соли и 90 г растворителя.

Объемная массовая доля употребляются для обозначения концентрации смесей жидкостей или газов.

Определение плотности растворов Для быстрого, но приближенного определения плотности слу-

жит ареометр (рис.3). Он представляет собой поплавок с дробью или ртутью и узким

отростком-трубкой, в которой находится шкала с делениями. Ареометр погружается в различных жидкостях на различную глу-бину. При этом он вытесняет объемы этих жидкостей одной и той же массы, равной массе ареометра, а следовательно, обратно про-порциональные их плотности. То деление шкалы, до которого ареометр погружается в жидкость, показывает плотность этой жидкости. В зависимости от заданной точности применяют один ареометр с большими интервалами на шкале или набор нескольких ареометров с мелкими делениями.

Если шкалу ареометра градуируют на плотность, то расстояния между деления-ми получают неодинаковыми. Для про-стоты на шкале ареометра иногда нанесе-ны равные интервалы, указывающие ус-ловные градусы Воме (Ве0). Такие арео-метры часто применяют в заводской практике.

Переводят градусы Воме в плотность при 150С при помощи специальных таблиц или по следующим формулам:

( )03,144

3,144

Веd

−= для жидкостей тяжелее воды;

( )03,144

3,144

Веd

+= для жидкости легче воды.

Рис.3. Измерение

плотности раствора при помощи ареометра

50

Ареометры, применяемые для определения плотности жидко-стей тяжелее воды, имеют нуль вверху шкалы, а для жидкостей легче воды – внизу шкалы.

От плотности растворов можно перейти к массовой доле, поль-зуясь специальными таблицами. Если в таблицах не имеется циф-ры, точно отвечающей сделанному отсчету на шкале ареометра, а есть близкие величины (немного больше и немного меньше), то массовую долю растворенного вещества вычисляют методом ин-терполяции (определение промежуточной величины по двум из-вестным крайним).

Определяют массовую долю методом интерполяции по сле-дующей формуле:

( ) ( )

112

121. *w

www эксп

x +−

−−=

ρρρρ

,

где ρэксп. – экспериментально определенная плотность, которой соответствует концентрация wx в %, ρ1 – плотность раствора бли-жайшего меньшего значения концентрации (w1), ρ2 – плотность раствора ближайшего большего значения концентрации (w2).

Можно воспользоваться другим способом определения кон-центрации методом интерполяции. Предположим, что имеется рас-твор серной кислоты с плотностью 1,200. По таблице находим, что для растворов серной кислоты с плотностью 1,174 и 1,205 массовая доля соответственно равна 24 % и 28 %. Считаем, что в этих ин-тервалах массовая доля изменяется прямо пропорционально изме-нению плотности. Разница плотностей равна 1,205 – 1,174 = 0,031, а разница массовых долей составляет 28 % – 24 % = 4 %. Находим разницу между плотностью нашего раствора и плотностью раство-ра кислоты с меньшей концентрацией. Она равна 1,200 – 1,174 = 0,026. Увеличению плотности на 0,031 соответствует увеличение массовой доли на 4 %, а увеличение массовой доли, соответствую-щее увеличению плотности на 0,026, находим из пропорции:

X

4

026,0

031,0 = , 35,3031,0

026,0*4==X %.

Найденную величину прибавляем к массовой доле кислоты в растворе с меньшей плотностью и получаем искомую массовую долю: 24 % + 3,35 % = 27,35 %.

51

С изменением концентрации плотность изменяется не всегда прямо пропорционально массовой доле. Поэтому приведенный расчет дает результат лишь приблизительный, но для практических целей достаточно точный.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Для приготовления 5 %-го раствора необходимо 2 г сахара растворить в воде, масса которой равна:

а) 19 г; б) 20 г; в) 38 г; г) 40 г. 2. Массовая доля растворенного вещества в растворе, приго-

товленном из 120 г воды и 40 г соли, равна: а) 20 %; б) 25 %; в) 30 %; г) 35 %. 3. При растворении 10 г NaOH в 30 г воды получается раствор

с массовой долей щелочи: а) 5 %; б) 10 %; в)20 %; г) 25 %. 4. Вода не используется при получении: а) кислородосодержащих кислот из соответствующих им окси-

дов; б) нерастворимых оснований из соответствующих им оксидов; в) щелочей из соответствующих им оксидов; г) бескислородных кислот. 5. В 35 г воды растворили 15 г соли. Массовая доля соли в рас-

творе равна: а) 15 %; б) 30 %; в) 35 %; г) 43 %. 6. Для приготовления 10 %-го раствора соли необходимо взять: а) 50 г воды и 5 г соли; б) 50 г воды и 10 г соли; в) 90 г воды и 5 г соли; г) 90 г воды и 10 г соли. 7. Для приготовления 400 г 2 %-го раствора соли необходимо

взять соль, масса которой равна: а) 2 г; б) 4 г; в) 8 г; г) 10 г.

52

8. Раствор, содержащий 9,8 г серной кислоты, нейтрализовали избытком раствора щелочи. Количество образовавшейся соли равно:

а) 0,05 моль; б) 0,01 моль; в) 0,1 моль; г)0,2 моль. 9. В 30 г воды растворили 20 г NaOH. Массовая доля щелочи в

растворе равна: а) 10 %; б) 20 %; в) 30 %; г) 40 %. 10. После выпаривания 80 г раствора осталось 20 г соли. Мас-

совая доля растворенной соли была: а) 20 %; б) 22 %; в) 25 %; г) 30 %. 1. Приготовление растворов с заданной массовой долей а) Из твердого вещества и воды. Приготовить 50 г 5 %-го раствора карбоната натрия из кри-

сталлической соды Na2CO3*10H2O и воды. Вычислить, какое количество Na2CO3*10H2O требуется для

приготовления 50 г 5 %-го раствора в расчете на водную соль. От-весить это количество измельченной соды в предварительно взве-шенном стаканчике на электронных весах с точностью до 0,01 г. Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мерным цилиндром этот объем воды. Вылить воду в стакан и растворить в ней отвешенную соль. Измерить тем-пературу приготовленного раствора, если она не равна температу-ре, которая указана в таблице 1, довести ее до указанной величины, нагревая или охлаждая раствор. Вылить раствор в сухой высокий узкий цилиндр и опустить в него сухой ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Отметить то деление шкалы, которое совпа-дает с нижним мениском жидкости в цилиндре, произведя отсчет по шкале сверху вниз. Ареометр промыть водой, осторожно выте-реть досуха и сдать лаборанту. Раствор вылить в приготовленную склянку для слива раствора.

По найденной плотности, пользуясь таблицей 1, определить массовую долю карбоната натрия в растворе. Если в таблице нет этой величины плотности, а есть немного меньшая и большая, то

53

вычислить массовую долю, используя метод интерполяции. Срав-нить полученную величину с заданной концентрацией раствора.

Рассчитать молярную концентрацию и молярную концентра-цию эквивалента приготовленного раствора.

2. Приготовление молярных растворов и молярных кон-

центраций эквивалента вещества а) Из твердого вещества и воды. Приготовить 50 мл 0,5 н. раствора хлорида бария BaCl2 из

BaCl2*2H2O и воды. Рассчитать, какое количество из BaCl2*2H2O требуется для

приготовления 50 мл 0,5 н. раствора хлорида бария. Отвесить в предварительно взвешенном стаканчике рассчитан-

ное количество соли на электронных весах с точностью до 0,01 г. Всыпать через воронку взятую навеску в мерную колбу емкостью 50 мл и тщательно смыть небольшим количеством дистиллирован-ной воды со стакана и воронки оставшуюся на ней соль. Навеску в колбе полностью растворить, долить колбу водой до черты, за-крыть пробкой и хорошо перемешать. Измерить температуру при-готовленного раствора, если она не равна температуре, которая указана в таблице 1, довести ее до указанной величины. Перелить полученный раствор в сухой цилиндр и определить ареометром его плотность. Затем вылить приготовленный раствор в склянку для слива хлорида бария. Найти массовую долю в растворе хлорида бария по таблице 1. Вычислить молярность и нормальность полу-ченного раствора. Установить расхождение концентрации полу-ченного раствора с заданной.

б) Из концентрированного раствора и воды. Приготовить 50 мл 1 М раствора H2SO4 из раствора, имеюще-

гося в лаборатории. Определить ареометром плотность раствора серной кислоты,

имеющейся в лаборатории. Найти массовую долю этого раствора по таблице 2. Вычислить массу, а затем объем этого раствора, не-обходимый для приготовления заданного раствора.

Налить в мерную колбу емкостью 50 мл около половины ее объема воды и влить в нее (в случае серной кислоты тонкой стру-ей) через воронку вычисленный объем раствора кислоты, отмерен-

54

ный мерным цилиндром. Смыть кислоту с воронки водой, взбол-тать раствор и охладить до комнатной температуры. Долить колбу водой до метки, закрыть пробкой и хорошо перемешать. Довести температуру раствора до указанной в таблице 2. Вылить получен-ный раствор в сухой высокий цилиндр, определить ареометром его плотность и затем вылить в приготовленную склянку. Найти мас-совую долю, молярную и нормальную концентрации. Сравнив вы-численную молярность с заданной молярностью, установить точ-ность выполнения опыта.

Таблица 1 Процентное содержание и плотность

растворов солей (при 20 0С)

% содержание 1 2 4 6 8 10

плотность, г/мл Na2CO3

1,009 1,019 1,040 1,061 1,082 1,103

плотность, г/мл BaCl2

- 1,016 1,034 1,053 1,072 1,092

Таблица 2

Процентное содержание и плотность растворов серной кислоты (при 15 0С)

% содержание 4 8 12 16 80 84 88 92

плотность, г/мл 1,027 1,055 1,083 1,112 1,732 1,776 1,808 1,830

Контрольные задания 1. Дайте определение дисперсным системам. 2. Что такое дисперсная среда, дисперсная фаза, степень дис-

персности? 3. Какие системы называют коллоидными? Приведите приме-

ры.

55

4. Приведите примеры растворов, различающихся по агрегат-ному состоянию. Что принято называть растворителем?

5. Какие свойства воды делают ее универсальным растворите-лем?

6. Дайте определение понятиям «насыщенный раствор», «не-насыщенный раствор», «перенасыщенный раствор».

7. Как количественно оценивается растворимость вещества при данных условиях?

8. Что называется массовой и молярной долей растворенного вещества?

9. Дайте определение, укажите размерность и обозначение ка-ждого из следующих типов концентраций: молярная, эквивалент-ная молярная (нормальность), моляльность (мольно-массовая кон-центрация).

10. Какие объемы воды и раствора NaOH (w (NaOH) = 20 %, ρ = 1,225 г/см3) надо взять для приготовления раствора массой 200 г с массовой долей NaOH, равной 5 %?

(Ответ: V (NaOH) = 40,8 мл; V(H2O) = 150 мл.) 11. Какую массу 65 %-го раствора серной кислоты необхо-

димо взять, чтобы при растворении в нем оксида серы (VI) мас-сой 40 г получить раствор с массовой долей серной кислоты, равной 75 %?

(Ответ: 190 г.) 12. Какую массу хлорида магния надо взять для приготов-

ления раствора объемом 250 мл с молярной концентрацией 0,2 моль/л?

(Ответ: 4,75 г.) 13. В растворе, объемом 200 мл, содержится кристалличе-

ский карбонат натрия Na2CO3*10H2O массой 2,86 г. Определить эквивалентную молярную концентрацию.

(Ответ: 0,1 моль/л.) 14. Какие массы йода и этилового спирта необходимы для

получения йодной настойки, массой 200 г с массовой долей йода 5 %?

(Ответ: 10 г I2) 15. Определите молярную концентрацию (моль/л) MnCl2,

если в 200 мл раствора содержится 2,52 г растворенного вещества.

56

(Ответ: 0,1 моль/л) 16. Определите эквивалентную концентрацию (моль/л) суль-

фата алюминия, если в 250 мл раствора содержится 8,57 г соли. Раствор будет использован для получения гидроксида алюминия по обменной реакции.

(Ответ: 0,6 моль/л) 17. Определите массу перманганата калия, необходимую для

приготовления 0,5 л 0,2 н. раствора, предназначенного для изучения окислительных свойств этого вещества в кислой среде.

(Ответ: 3,16 г.) 18. Определите молярность для 6 %-го раствора Na2S с плотно-

стью 1067 г/л. (Ответ: 0,82 М.) 19. Определите необходимые для приготовления 150 г 10 %-го

раствора при комнатной температуре массу (г) кристаллогидрата CuSO4*5H2O и объем (мл) воды.

(Ответ: 23,46 г CuSO4*5H2O и 126,54 мл воды) 20. Определите, какой объем воды при комнатной температуре

надо добавить к 0,5 л 40 %-го раствора NaOH с плотностью 1430 г/л для приготовления 10 %-го раствора.

(Ответ: 2,15 л)

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. КАТАЛИЗ

Под скоростью химической реакции понимают изменение

концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

t

CCV 12 −

= .

При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции ве-ществ идет речь: все они связаны между собой уравнением реак-ции, и по изменению концентрации одного из веществ можно су-дить о соответствующих изменениях концентраций всех осталь-ных. Обычно концентрацию выражают в моль/л, а время – в се-кундах или минутах. Если, например, исходная концентрация од-

57

ного из реагирующих веществ составляла 1 моль/л, а через 4 с от начала реакции она стала 0,6 моль/л, то средняя скорость реакции будет равна:

( )

слмоль

*1,04

6,01 =−.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирую-щих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например: от давления – для газовых реакций, от измельчения – для твердых веществ, от радиоактивного излу-чения).

Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осу-ществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их моле-кулы должны столкнуться. Чем выше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений. Отсюда, на основе обширного экспериментального материала, сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: скорость хими-ческой реакции пропорциональна произведению концентраций реа-гирующих веществ.

Для реакции а А + в В = с С + д Д этот закон выразит-ся уравнением:

[ ] [ ]вBa

A CCkV **= , где СА и СВ – концентрации веществ А и В, моль/л; k – коэф-

фициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют за-коном действующих масс.

Из уравнения нетрудно установить физический смысл кон-станты скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице. Константа скоро-сти реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от тем-пературы, но не зависит от их концентраций.

Уравнение, связывающие скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением ре-акции.

58

Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повыше-нии температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением:

10

12

1

2tt

t

t

V

V −

= γ,

где Vt1, Vt2 – скорости реакции соответственно при начальной (t1) и конечной (t2) температурах, а γ – температурный коэффици-ент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увели-чивается скорость реакции с повышением температуры реагирую-щих веществ на 10 градусов.

Энергия активации. Сильное изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теории, в химическое взаимодействие вступают только актив-ные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сде-лать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, – этот процесс называется активацией. Один из спосо-бов активации – увеличение температуры: при повышении темпе-ратуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реа-гирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации.

Катализ и катализаторы. Увеличить скорость реакции мож-но с помощью катализаторов. Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более, что ее повышение далеко не всегда возможно.

Катализаторами называются вещества, изменяющие ско-рость химических реакций.

Одни катализаторы сильно ускоряют реакцию – положитель-ный катализ, или просто катализ, другие – замедляют – отрица-тельный катализ.

59

Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а от-рицательные катализаторы, снижающие скорость реакции, – инги-биторами.

Химические реакции, протекающие при участии катализа-торов, называются каталитическими.

Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные про-дукты не входят.

Различают два вида катализа – гомогенный (однородный) и ге-терогенный (неоднородный) катализ.

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализа-тор образуют однофазную систему – газовую или жидкую, между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверх-ность раздела. Например, каталитическое разложение пероксида водорода в присутствии раствора солей (жидкая фаза). Для гомо-генного катализа установлено, что скорость химической реакции пропорциональна концентрации катализатора.

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализа-тор образуют систему их разных фаз. В этом случае между катали-затором и реагирующими веществами существует поверхность раздела. Обычно катализатор – твердое вещество, а реагирующие вещества – газы или жидкости. Примером может служить окисле-ние аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза).

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих ве-ществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

2KClO3 = 2KCl + 3O2. Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратит-

ся в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми.

Обратимыми называются такие реакции, которые одновре-менно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Примером такой реакции может служить синтез аммиака из водорода и азота: 3H2 + N2 ⇔ 2NH3.

60

Химическое равновесие. Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Например, в реакции синтеза аммиака равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород. Следовательно, химиче-ское равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой.

На состояние химического равновесия оказывает влияние кон-центрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – и давление. При изменении одного из этих параметров, равновесие нарушается, и концентрация всех реагирующих ве-ществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равнове-сие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. По-добный переход реакционной системы от одного состояния равно-весия к другому называется смещением (сдвигом) химического равновесия. Если при изменении условий увеличивается концен-трация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону их образо-вания.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 70 0С? Температурный коэффициент равен 3.

а) в 3 раза; б) в 18 раз; в) в 30 раз; г) в 27 раз; д) в 9 раз. 2. Во сколько раз увеличится скорость прямой и обратной ре-

акции в замкнутой системе 2O2 ⇔ 2O + O2 при увеличении давления в 3 раза:

а) прямой в 6 раз, обратной в 9 раз; б) прямой в 9 раз, обратной в 27 раз; в) прямой в 36 раз, обратной в 94; г) прямой в 3 раза, обратной в 6 раз; д) прямой в 18 раз, обратной в 54 раза.

61

3. Равновесные концентрации иодида водорода, йода и водоро-да равны по 0,3 моль/л каждого компонента. Какова первоначаль-ная концентрация (моль/л) иодида водорода в системе 2HI ⇔ H2 + I2, если в начальный момент концентрации йода и водорода равны 0?

а) 0,6; б) 1,2; в) 2; г) 0,9; д) 1,8. 4. Какое выражение соответствует константе равновесия ре-

акции 3Fe + 4H2O(пар) ⇔ Fe3O4 + 4H2(г): а)K = [H2]

4/[H2O]4; б)K = [H2]/[H 2O]; в) K = [Fe3O4][H 2]/[Fe]3[H2O]4; г) K = [Fe2O3][H 2]

4/[Fe]3[H2O]4; д) K = [H2]

2/[H2O]. 5. Как повлияет понижение температуры на состояние химиче-

ского равновесия в системе 2NO + O2 ⇔ 2NO2, изменение энталь-пии меньше нуля:

а) равновесие не нарушится; б) равновесие сместится влево; в) равновесие сместится вправо. 6. С наименьшей скоростью при комнатной температуре про-

текает реакция между: а) Fe и O2; б) CaCO3 и HCl р-р; в) NaOH р-р и H2SO4 р-р; г)CuSO4 р-р и NaOH р-р. 7. Химическое равновесие в системе FeO(т) + H2(г) ⇔ Fe(т) + H2O(г) – Q сместится

в сторону продукта реакции: а) при повышении давления; б) при повышении температуры; в) при понижении давления; г) при использовании катализатора. 8. Растворение железа в соляной кислоте будет замедляться: а) при увеличении концентрации кислоты;

62

б) при раздроблении железа; в) при разбавлении кислоты; г) при повышении температуры. 9. Вычислите константу равновесия К реакции 2HBr ⇔ H2 + Br2, если первоначальная

масса HBr была равна 0,809 г, а к моменту равновесия прореагиро-вало 5 % исходного вещества:

а) К = 0,9*10-4; б) К = 0,9*10-6; в) К = 0,9*10-5. 10.В каком направлении сместится равновесие в следующей

обратимой реакции 2SO2 + O2 ⇔ 2SO3 + 192,74 кДж (46 ккал.), при понижении температуры:

а) вправо; б) влево; в) не изменится. 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реаги-

рующих веществ а) К 1 н. раствору тиосульфата натрия Na2S2O3 прилить 2 н.

раствор серной кислоты. Наблюдать помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия с серной кислотой с выделением свободной серы:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑ + H2O + S↓ . Время, которое проходит от начала реакции до заметного по-

мутнения раствора, характеризует скорость реакции. б) В три большие нумерованные пробирки налить разбавлен-

ный (1:200) раствор тиосульфата натрия Na2S2O3: в первую – 5 мл, во вторую – 10 мл, в третью – 15 мл. Во всех трех пробирках долж-но быть по 15 мл раствора. Поэтому к содержимому первой про-бирки добавить 10 мл дистиллированной воды, ко второй – 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты. В каждую пробирку с раствором тиосульфата на-трия прилить при перемешивании по 5 мл приготовленной серной кислоты и определить время протекания реакции (с момента до-бавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке).

63

Записать результаты в следующей форме: Таблица 3

№ про-бирки

Объем раствора Na2S2O3, мл.

Объем H2O, мл.

Объем раствора H2SO4, мл.

Общий объем

раствора, мл.

Условная Концен-трация Na2S2O3

Время проте-кания реакции

Скорость реакции в условных единицах

V=1/t

1 5 10 5 20 10 2 10 5 5 20 20 3 15 - 5 20 30

Те же результаты изобразить графически, отложив на оси абс-

цисс условные концентрации тиосульфата натрия, а на оси ординат – скорость реакции.

Сделав вывод о зависимости скорости реакции от концентра-ции реагирующих веществ. Согласуются ли ваши наблюдения с за-коном действия масс?

2. Зависимость скорости реакции от температуры Для опыта взять растворы тиосульфата натрия и серной кисло-

ты тех же концентраций, что и в опыте 1б. Налить в три большие пронумерованные пробирки по 10 мл раствора тиосульфата натрия, а в другие три пробирки – по 10 мл раствора серной кислоты и раз-делить их на три пары: по пробирке с раствором тиосульфата на-трия и серной кислотой в каждой паре.

Отметить температуру воздуха в лаборатории и определить скорость протекания реакции при комнатной температуре. Для это-го слить вместе растворы первой пары пробирок и определить вре-мя с момента добавления кислоты до помутнения раствора.

Вторую пару пробирок поместить в химический стакан с водой и нагреть воду до температуры на 10 градусов выше комнатной. За температурой следует следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок, встряхнуть и отметить время до появ-ления мути.

Повторить опыт с третьей парой пробирок, нагрев их в том же стакане с водой до температуры на 20 градусов выше комнатной.

Результат записать в следующей форме:

64

Таблица 4 № про-бирки

Объем раствора

Na2S2O3, мл

Объем раствора H2SO4, мл

Темпера-

тура, 0С

Время до появления мути, t

V = 1 / t

1 10 10 2 10 10 +10 3 10 10 +20 Построить график, иллюстрирующий зависимости скорости

реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абс-цисс нанести в определенном масштабе значения температуры опытов, а на оси ординат – величины скорости реакции.

Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры. Какие значения принимает температурный коэффи-циент для большинства химических реакций?

3. Гомогенный катализ Проследить каталитическое ускорение окисления соединений

марганца (II) до марганца (VII). Окисление соединений марганца (II) до марганца (VII) легко наблюдать, так как ион Mn+2 практиче-ски бесцветный, а ион MnO4

- (в котором марганец имеет степень окисления +7) окрашен в фиолетово-красный цвет.

Внести в две пробирки по 3-4 мл раствора сульфата марганца (II) MnSO4 или нитрата марганца (II) Mn(NO3)2 (но не хлорида мар-ганца MnCl2, так как ионы хлора мешают проведению реакции) и подкислить таким же объемом 2 н. раствора азотной кислоты. В одну из пробирок добавить одну каплю раствора нитрата серебра AgNO3 и в обе пробирки по одному шпателю кристаллического персульфата аммония (NH4)2S2O8.

Поместить пробирки в стакан с горячей водой. В какой про-бирке раньше появилось фиолетово-красное окрашивание? Реак-ция выражается уравнением: 2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4.

Азотная кислота на реакцию не расходуется и добавляется для создания определенной кислотной среды в начале реакции. В каче-стве промежуточных быстро протекающих процессов происходит

65

восстановление ионов серебра ионами марганца (II) и обратное окисление серебра персульфатом аммония.

Какой ион является катализатором в данном процессе? 4. Скорость гетерогенных химических реакций В сухой ступке осторожно смешать (не растирая) несколько

кристаллов нитрата свинца (II) и иодида калия. Происходит ли из-менение окраски?

Энергично растирать кристаллы. Что происходит? Из пипетки добавить к смеси несколько капель воды; обратить

внимание на изменение окраски. Объяснить опыт в целом. Напи-сать уравнение реакции.

5. Смещение химического равновесия при изменении кон-

центрации реагирующих веществ Смешать по 10 мл 0,001 н. растворов хлорида железа (III) и ро-

данида калия. Написать уравнение этой обратимой реакции и вы-ражение константы равновесия для нее.

Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку добавить немного концентрированного раствора роданида калия, во вторую – концентрированного раствора хлори-да железа (III), в третью – немного кристаллического хлорида ка-лия, а четвертую пробирку оставить для сравнения. Сравнить цвета жидкостей в пробирках.

По изменению интенсивности окраски растворов можно су-дить об изменении концентрации роданида железа (III) – Fe(SCN)3, т. е. о смещении химического равновесия в ту или дру-гую сторону. Объяснить изменение цвета на основании закона действия масс. Сместится ли химическое равновесие при разбав-лении полученных растворов?

Контрольные задания 1. Что понимают под скоростью химических реакций? 2. Как выражается средняя и истинная скорость химических

реакций? 3. Почему о скорости химических реакций имеет смысл гово-

рить только для данного момента времени?

66

4. Какие факторы влияют на скорость химической реакции? 5. В чем различие гомогенных и гетерогенных химических

процессов? 6. Сформулируйте закон действия масс. 7. Что такое константа скорости химической реакции? Каков ее

физический смысл, в каких единицах она измеряется? 8. Как скорость химических реакций зависит от температуры?

Что такое температурный коэффициент скорости химической ре-акции? Как он рассчитывается?

9. Скорость каких реакций (эндотермических, экзотермиче-ских, любых) увеличивается с повышением температуры?

10. Что такое энергия активации химической реакции? Зави-сит ли доля активных молекул в системе от величины энергии активации? Как влияет величина энергии активации на скорость реакции?

11. Как изменится скорость химической реакции 2А + 2Б = С, если концентрацию одного из реагирующих веществ увели-

чить в три раза, а температуру смеси понизить на 30 0С? Темпера-турный коэффициент равен 2.

12. Как изменится скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2: а) при увеличении концентрации NO в два раза; б) при одновременном увеличении концентрации NO и O2 ка-

ждого в три раза? 13. Равновесие реакции H2 + I2 ⇔ 2HI

установилось при следующих концентрациях участвующих в нем веществ: [H2] = 0,3 моль/л, [I2] = 0,08 моль/л, [HI] = 0,35 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.

14. Скорость образования HI из йода и водорода при 443 0С в момент, когда [H2] = [I2] = 1, составляет 1,5*10-4 моль/сек. Ско-рость распада йодоводорода при той же температуре и при [HI] = 1 составляет - 3*10-4 моль/сек. Определить константу равновесия ре-акции при 443 0С.

15. Исходные концентрации йода и водорода при синтезе йо-доводорода составляет каждая 1 моль/л. Вычислить равновесные

67

концентрации веществ, при 450 0С, если константа химического равновесия при этой температуре равна 50.

16. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

2SO2 + O2 ⇔ 2SO3 составляли соответственно [SO2] = 0,04 моль/л, [O2] = 0,06

моль/л, [SO3] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия хи-мической реакции и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

17. Какое явление называется катализом? 18. Что такое катализатор? Что такое ингибитор? 19. Чем отличается гетерогенный катализ от гомогенного? 20. Что такое автокатализ? 21. Какова роль катализатора в гетерогенном катализе? 22. Какие реакции называются обратимыми? В чем их отличие

от реакций, идущих до конца? 23. Что такое состояние химического равновесия? От чего за-

висит смешение равновесия? 24. Что такое константа равновесия химической реакции? 25. Как константа равновесия химической реакции выражается

через равновесные концентрации реагирующих веществ?

РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Электролиты и неэлектролиты Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах

и потому проводящие электрический ток, называются электро-литами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распада-ются и электрический ток не проводят, называются неэлектро-литами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все со-ли, к неэлектролитам – большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

68

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде на-зывается электролитической диссоциацией.

Теория электролитической диссоциации. Для объяснения водных растворов электролитов шведским ученым Аррениусом в 1887 г была предложена теория электролитической диссоциации. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы – положительные и отрицательные

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы дви-жутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду; первые на-зываются катионами, вторые – анионами.

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ио-нов (ассоциация).

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Сумма коэффициентов перед формулами неэлектролитов в уравнении реакции

Fe + 2HCl(р-р) = FeCl2(р-р) + H2 равна: а) 2; б) 3; в) 4; г) 5. 2. Лампочка прибора для испытания веществ на электропро-

водность загорится при погружении электродов в: а) сахар (крист.); б) сахар (р-р); в) хлорид натрия (крист.); г) хлорид натрия (р-р). 3. Формула сильного электролита: а) H2SO4; б) CaCO3; в) HNO3; г) Cu(OH)2. 4. Не проводит электрический ток водный раствор: а) H2SO4; б) NaOH; в) O2; г) HCl. 5. Слабым электролитом является: а) NaOH; б) KCl;

69

в) H2SO4; г) H2CO3. 6. Неэлектролитом является: а) BaCl2(р-р); б) расплав NaOH; в) H3PO4 (р-р); г) С6Н6. 7. Диссоциация угольной кислоты является необратимой реак-

цией, так как эта кислота: а) слабый электролит; б) изменяет цвет индикатора; в) сильный электролит; г) растворима в воде. 8. Какова нормальность 40 %-го раствора H2SO4 кислоты плот-

ностью 1,3 г/м3 ? а) 10,4; б) 46,4; в) 23,2; г) 11,6; д) 20,8. 9. Какой объем (в мл) 0,8 н. раствора КOH необходим для ней-

трализации 24 мл 0,2 н. раствора HCl: а) 3; б) 12; в) 6; г) 18; д)24. 10. Чему равен изотонический коэффициент в растворе K2SO4,

если кажущаяся степень диссоциации равна 60 %: а) 6; б) 2,2; в) 1,2; г) 4,4; д) 0,6. 11. Какова концентрация ионов хлора (в моль/л) в 0,05 М рас-

творе хлорида алюминия при степени диссоциации равной 80 %: а) 0,05; б) 0,4; в) 0,12; г) 0,24. 12. Какова температура замерзания раствора, содержащего

0,005 моль Na2CO3 в 100 г воды, если кажущаяся степень диссо-циации равна 0,53:

а) –2,93 0С; б) –0,28 0С; в) –0,093 0С; г) –1,86 0С; д) –0,186 0С.

70

1. Электролитическая диссоциация Опыт 1. Сравнение электропроводности растворов некоторых

электролитов (групповой опыт). Приборы и реактивы. Прибор для определения электропровод-

ности растворов, стаканчики на 50 мл (8 шт) и реактивы (см. табл.5). Используя прибор, проверить, являются ли вещества (см.

табл.5) проводниками электрического тока. Для этого опускайте угольные электроды в стаканчик с раствором или кристаллическим веществом и наблюдайте, загорается ли лампочка.

Внимание! Менять растворы можно только при отключен-ном от сети приборе.

При перенесении электродов из одного раствора в другой не-обходимо промыть стаканчик и электроды дистиллированной во-дой, осушить фильтром. Следить, чтобы электроды опускались на одинаковую глубину.

Выполнение опыта. В стакан налить 20-30 мл дистиллирован-ной воды. Опустить электроды, прибор включить в сеть. Загорает-ся ли лампочка? Проводит ли вода электрический ток?

В сухой стакан насыпать измельченного сахара, так, чтобы бы-ло покрыто дно стакана. Опустить электроды, прибор включить в сеть. В стаканчик с сахаром прилить 20-30 мл дистиллированной воды. Что наблюдаете? Объяснить. Опыт повторить с кристалличе-ской поваренной солью и раствором ее в воде и ацетоне. Объяс-нить, почему раствор соли является проводником тока, хотя чистая вода и сухая соль, взятые в отдельности, тока не проводят.

В 4 стакана налить 0,1 н. растворов: 1 – хлороводородной ки-слоты, 2 – едкого натрия, 3 – уксусной кислоты, 4 – аммиака. Ис-пытать электропроводность этих растворов, погружая в них элек-троды. После каждого испытания выключать прибор и промывать электроды водой. Во время опыта следить за накалом лампочки и по степени ее накала сделать качественный вывод о силе иссле-дуемых кислот и оснований.

Растворы уксусной кислоты и аммиака слить вместе и объяс-нить разницу в степени накала лампочки.

Описать и объяснить наблюдаемые явления, результат запи-сать в виде таблицы.

71

Таблица 5

№ Веществa Накал лампочки

Уравнение диссо-циации

Вывод

1 H2O дистил. 2 C12H22O11 (крист.) 3 C12H22O11 (р-р) 4 NaCl (крист.) 5 NaCl (р-р в H2O) 6 NaCl (р-р в ацетоне) 7 HCl, 0,1 н. 8 NaOH, 0,1 н. 9 CH3COOH, 0,1н. 10 NH4OH, 0,1 н. 11 CH3COONa, (р-р)

Что такое электролитическая диссоциация, от каких факторов

она зависит? Опыт 2. Смещение равновесия диссоциации слабых электро-

литов. Реактивы: pастворы СН3СООН, NH4OH, кристаллы

СН3СООNa, NH4Cl, индикаторы – метилоранж, фенолфталеин. а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой ки-

слоты. В две пробирки налить раствор уксусной кислоты и добавить

несколько капель метилоранжа. В первую внести кристаллы ацета-та натрия и перемешать, а вторую оставить в качестве контроль-ной. Сравнить окраску полученных растворов.

Написать уравнение диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты (принцип Ле-Шателье) при до-бавлении к ней ацетата натрия. Как меняется при этом степень диссоциации и концентрация ионов водорода?

Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциа-цию этой кислоты.

72

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания.

В две пробирки налить раствор аммиака и добавить несколько капель фенолфталеина. В первую внести кристаллы хлорида аммо-ния, а вторую оставить в качестве контрольной. Сравнить окраску полученных растворов аммиака и выражение констант диссоциа-ции. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации при до-бавлении хлорида аммония. Почему окраска фенолфталеина блед-неет?

Сделать вывод о влиянии соли слабого основания на диссо-циацию этого основания.

2. Гетерогенное равновесие в растворах Условия образования и растворения осадков Реактивы: растворы хлоридов BaCl2, SrCl2, CaCl2; растворы

сульфатов Na2SO4, CaSO4 (насыщ.), SrSO4 (насыщ.); растворы – щавелевая кислота H2C2O4, HCl, Na2SO4.

Опыт 3. Осаждение труднорастворимых солей. Налить в три пробирки по 2-3 мл растворов хлорида бария,

стронция и кальция. В первую пробирку прилить раствор сульфата натрия, во вторую – насыщенный раствор сульфата кальция и в третью – насыщенный раствор сульфата стронция.

Написать уравнения реакций в молекулярной и сокращенной ионной формах. Объяснить образование осадков, пользуясь поня-тием произведения растворимости. В каких случаях при сливании растворов солей не происходит образование осадка?

Опыт 4. Растворение труднорастворимых солей. Получить в пробирках осадки карбоната кальция и оксалата

кальция, сливая попарно растворы соответствующих солей. Декан-тировать растворы и к влажным осадкам прилить раствор уксусной кислоты. Повторить опыт с хлористоводородной кислотой. Что при этом происходит? Написать молекулярные и ионные уравнения.

Объяснить полученные результаты на основании величин кон-стант диссоциации кислот и произведение растворимости солей.

73

3. Гидролиз солей Реактивы: растворы: Na2SO4, NaHCO3, CH3COONa, ZnCl2,

Al2(SO4)3, Na2CO3 (2н.), FeCl3 (2 н.), HCl. Опыт 5. Гидролиз солей: а) Определить рН с помощью универсальной индикаторной

бумаги растворов солей. Для этого чистую стеклянную палочку опустить в раствор исследуемой соли и поместить каплю на инди-каторную бумажку. По шкале рН расположенной на тубусе инди-катора определить числовое значение рН данной соли.

Какие соли подвергаются гидролизу? Составьте в ионной и молекулярной форме уравнения гидро-

лиза этих солей. Объясните, чем обусловлена реакция среды в каж-дом случае.

б) Исследовать растворы Na2CO3 и NaHCO3 в отдельных про-бирках при помощи фенолфталеина. Почему окраска фенолфта-леина в этих растворах различна?

Опыт 6. Влияние температуры на гидролиз. В две пробирки наливают по 3-4 мл 1 н. раствора уксуснокис-

лого натра и добавляют по 3-4 капли фенолфталеина. Одну про-бирку нагревают почти до кипения. Почему усиливается окраска раствора? Как влияет температура на гидролиз и как изменяется рН раствора?

Опыт 7. Растворение веществ в продуктах гидролиза. В раствор хлорида цинка опустите кусочек цинка, вынутого из

раствора соляной кислоты (очищенного от оксидной пленки). Что наблюдается? Составить все уравнения реакций. Объяснить.

Опыт 8. Необратимый гидролиз. К 3-4 мл 2 н. раствора хлорида железа (III) добавляют 3-4 мл 2

н. раствора карбоната натрия. Смесь нагревают. Какой газ выделя-ется? Осадок отделяют декантацией и добавляют 2-3 мл соляной кислоты. Наблюдается ли выделение углекислого газа? Почему при действии на раствор хлорида железа (III) раствора карбоната на-трия не образуется карбонат железа (III)? Составить все уравнения

74

реакций по стадиям и записать суммарное уравнение в ионно-молекулярном виде. Объяснить.

Контрольные задания 1. Что понимается под электролитической диссоциацией ве-

ществ в растворах? 2. Какие факторы способствуют электролитической диссоциа-

ции веществ в растворах? 3. Изложите основные положения теории электролитической

диссоциации. Какие вещества относятся к электролитам и неэлек-тролитам?

4. Как объясняет теория электролитической диссоциации об-щие свойства:

а) кислот, б) оснований? 5. Как обозначается и что выражает степень электролитиче-

ской диссоциации? 6. Что выражает константа электролитической диссоциации?

Какую информацию можно получить из ее значения? 7. Основные положения протолитической теории кислот и ос-

нований. 8. Назовите сильные и слабые электролиты. 9. Как изменяется сила кислот в рядах:

HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4; H4SiO4 – H3PO4 – H2SO4 – HClO4.

Чем объяснить? Сравните константы диссоциаций кислот. 10. Напишите выражения ступенчатой диссоциации и констант

для фосфорной кислоты. Какая из констант больше и почему? 11. Чему равна константа диссоциации угольной кислоты, если

степень диссоциации ее, по первой ступени в растворе, содержа-щем 0,0043 моль/л кислоты, равна 1 %?

(Ответ: 4,3*10-7.) 12. Как меняется сила кислот в ряду: HF – HCl – HBr – HI. 13. Вычислить концентрацию ионов H+, HSe-, Se-2 в 0,7 М рас-

творе H2Se. К1 = 1,3*10-4; К2 = 1*10-11. 14. Вычислить степень диссоциации и [H+] в 0,05 М растворе

азотистой кислоты (К = 5*10-4).

75

15. Вычислить [H+] и α в 1 %-м растворе уксусной кислоты (К = 1,8*10-8), приняв ρ = 1.

16. Запишите уравнения реакций гидролиза в сокращенной ионно-молекулярной форме и укажите характер среды для солей:

а) Na2S; б) K3PO4; в) CuSO4; г) NaCl; д)Fe(NO3)3. 17. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реак-

ций, приводящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодиссоциированных соединений:

BaCl2 + K2SO4 = NH4Cl + NaOH = K2CO3 + HCl = Ca(HCO3)2 + H2SO4 = FeCl3 + NaOH = KHSO4 + NaOH = HCl + Ba(OH)2 = AgNO3 + FeCl3 = Pb(NO3)2 + KI = Ba(OH)2 + H2SO4 = AlBr 3 + AgNO3 = Pb(NO3)2 + K2S = Na2S + H2SO4 = KHSO3 + H2SO4 = CuSO4 + NaOH = NiCl2 + Na2S = 18. Исходя из произведения растворимости, вычислите раство-

римость BaSO4: а) в моль/л, б) в г/л. 19. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения гид-

ролиза следующих солей: (NH4)2CO3, Na2S, CrCl3, Pb(NO3)2, Fe2(SO4)3, NH4CN, KCl, K3PO4.

ГАЛОГЕНЫ

Общая характеристика подгруппы галогенов В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, йод и астат

(астат – радиоактивный элемент, изучен мало). Это р – элементы VII группы периодической системы Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов (см. п.2 табл. 6). Этим объясняется общность их свойств.

76

Таблица 6 Свойства элементов подгруппы галогенов

Свойства F Cl Br I At 1.Порядковый номер 9 17 35 53 85 2.Валентные электроны 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 6s26p5 3.Энергия ионизации атома, эВ

17,42

12,97

11,84

10,45

9,2

4.Относительная элек-троотрицательность

4,1

2,83

2,74

2,21

1,90

5.Степень окисления в соединениях

-1 -1, +1, +3, +5,

+7

-1, +1, +3, +5,

+7

-1, +1, +3, +5,

+7

-1, +1, +3, +5,

+7 6.Радиус атома, нм 0,064 0,099 0,114 0,133 _____

Галогены легко присоединяют по одному электрону, проявляя

степень окисления -1. Такую степень окисления они имеют в со-единениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисле-ния: +1,+3,+5,+7. Возможные значения степеней окисления объяс-няются электронным строением атомов.

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор мо-жет только принимать один электрон на 2р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только однова-лентным, а его степень окисления всегда -1.

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и в обычном состоянии (невозбужденном) хлор одновалентен. Но по-скольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня. В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3р- и 3s-подуровней на 3d-подуровень. Разъединение (распаривание) электронов, находящих-ся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орби-талей, а значит, при химических реакциях не происходит разъеди-нения спаренных электронов в атоме.

77

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная (плавиковая), HCl – хлороводо-родная (соляная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная.

Следует иметь в виду, что, помимо общих свойств, галогены имеют и различия. Это особенно характерно для фтора и его со-единений. Сила кислот в ряду HF - HCl - HBr – HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи. Плавиковая кислота слабее других из этого ряда, потому что энер-гия связи H-F наибольшая в этом ряду. В такой же последователь-ности уменьшается и прочность молекулы, что обусловлено ростом межъядерного расстояния (см. п.6 табл. 6). Растворимость мало-растворимых солей уменьшается в ряду AgCl – AgBr – AgI; в отли-чие от них соль AgF хорошо растворяется в воде.

Фтор прочнее всех удерживает электроны (п.3 и 4, табл.6), у него одна степень окисления (-1), (см. п.5, табл.6). Фтор иначе взаимодействует с водой, чем хлор: разлагает воду с образовани-ем фтороводорода, фторида кислорода (II), пероксида водорода, кислорода и озона:

F2 + H2O = 2HF + O; 2O = O2; 3O = O3; O + F2 = F2O; H2O + O = H2O2. Пункты 3 и 6 табл. характеризуют неметаллические свойства

элементов. Поскольку радиус атома возрастает, а энергия иониза-ции уменьшается, то в ряду F-At уменьшаются неметаллические свойства. Наиболее сильно они выражены у фтора.

Окислительная способность галогенов снижается в ряду F2 – Cl2 – Br2 – I2. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последую-щий из кислот и их солей. В этом случае активность F2>Cl2>Br2>I2.

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с ростом порядкового номера элемента: фтор – трудно сжижающий-ся газ, хлор – легко сжижающийся газ, бром – жидкость, йод – твердое вещество.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Электронная формула атома хлора является следующей: а) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3d0; б) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0;

78

в) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d2. 2. Какому из галогенов соответствует электронная формула атома: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 4d0 4f0?

а) Br; б) Cl; в) I; г) F. 3. Какая из приведенных степеней окисления хлора, какому со-

единению хлора соответствует: KClO3, KCl, HClO, HClO2, HClO4? а) –1; б) +7; в) +5; г) +3; д) +1. 4. Какой из галогенов проявляет степень окисления только -1: а) Br; б) Cl; в) F; г) I. 5. В расположенном ряду галогенид-ионов F-, Cl-, Br-, I- их вос-

становительная способность (слева направо): а) уменьшается; б) увеличивается; в) изменяется иначе. (Ответ обоснуйте). 6. В какой из указанных реакций может выделяться бром? а) KBr + I2 =… б) KBrO3 + I2 =… в) KBr + KBrO3 + H2O =… г) KBrO3 + Cl2 =… 7. Какие вещества получаются при взаимодействии фтора с

водой? а) HF + HFO; б) H2 + F2O; в) H2F2 + O2; г) H2FO; д) H2F2O2. 8. В каких из указанных реакций может выделяться йод? а) KIO3 + Cl2 =… б) KIO3 + Br2 =… в) KIO3 + KI + H2O =… г) KI + Br2 =… 9. В каких случаях хлор окисляется? а) 2Cl- = Cl2; б) 2ClO- = Cl2; в) ClO3

- = ClO-; г) Cl2 = 2Cl-; д) Cl2 = 2ClO3

-. 10. Кислотные свойства следующих кислот слева направо и

снизу вверх HClO – HBrO – HIO, HClO3 – HBrO3 – HIO3:

79

а) увеличиваются; б) уменьшаются; в) изменяются иначе. 11. Что общего в строении атомов галогенов? а) заряд ядра атома; б) радиус атома; в) одинаковое число электронов на наружном электронном

слое; г) до восьми на наружном электронном слое недостает по од-

ному электрону. 12. В чем различие в строении атомов галогенов? а) заряд ядра атома; б) радиус атома; в) наружный электронный слой близок к завершенному; г) относительная атомная масса. 13. Особенности в строении атомов галогенов, обусловливаю-

щие их принадлежность к типичным неметаллам: а) заряд ядра атома; б) радиус атома; в) общие число электронов, вращающихся вокруг ядра атома; г) близкое к завершению общее число электронов, находящих-

ся на наружном электронном слое атома и способность атома легко принимать недостающие для этого электроны.

14. Как изменяются неметаллические свойства галогенов в группе с увеличением порядкового номера химического элемента?

а) неметаллические свойства возрастают; б) неметаллические свойства уменьшаются; в) неметаллические свойства не изменяются; г) усиливаются только от химического элемента с порядковым

номером 17 к элементу с порядковым номером 9, остальные – без изменения.

15. Как изменяется элекроотрицательность в группе галогенов? а) ЭО(F) > ЭО(Cl) > ЭО(Br) > ЭО(I); б) ЭО(F) = ЭО(Cl) = ЭО(Br) = ЭО(I); в) ЭО(I) >ЭО(Br) > ЭО(Cl) > ЭО(I); г) ЭО(F) < ЭО(Cl) = ЭО(Br) > ЭО(I).

80

16. Галогены являются: а) сильными восстановителями; б) сильными окислителями; в) переходными элементами; г) могут быть как восстановителями, так и окислителями. 17. Галогены в своих соединениях могут проявлять перемен-

ную степень окисления. Выберите правильные ответы: Вещества Степень окисления

1) F2, HF, OF2, CaF2 A. 0, -1,+5, +3 2) Cl2, HCl, Cl2O7, HClO4 B. 0, -1, +7, -1 3) Br2, HBr, Br2O5, Br2O3 C. 0, -1, -1, -1 4) I2, HI, I2O7, KI D. 0, -1, +7, +7

18. Вид химической связи в соединениях, образованных гало-

генами, неодинаков. Выберите правильные ответы: Соединения галогенов Вид химической связи

1) молекулы простых веществ: F2, Cl2, Br2, I2

А. ковалентная полярная

2) летучие водородные соединения Б. ковалентная неполярная 3) соли: NaCl, KBr, CuI2, CaF2 В. ионная

1. Получение хлора (опыт проводится под тягой) Собрать прибор для получения хлора. В колбу насыпать пер-

манганат калия, в капельную воронку налить концентрированную соляную кислоту. В первую промывную склянку налить воду (для очистки хлора от примесей хлороводорода), а во вторую – концен-трированную серную кислоту для осушки газа. Слегка приоткры-вая кран воронки, прилить (по каплям) концентрированную HCl в колбу Вюрца. Наблюдать выделение хлора. Заполнить хлором 3 банки и плотно закрыть их. Газоотводную трубку с выделяющимся хлором опустить в стакан с концентрированной щелочью. Напи-шите уравнение реакции. Опишите свойства хлора (цвет, запах).

2. Горение металлов в хлоре (опыт проводится под тягой) а) Накалить в пламени горелки пучок тонких медных проволо-

чек и тотчас опустить их в сосуд с хлором. Что происходит? После

81

остывания сосуда налить в него немного воды и взболтать. Каков цвет раствора? Написать уравнение реакции.

б) В железной ложечке сильно нагреть небольшое количество порошка железа и понемногу высыпать в сосуд с хлором, на дне которого насыпан небольшой слой песка. Наблюдать взаимодейст-вие железа с хлором. Написать уравнение реакции.

3. Взаимодействие хлора с неметаллами (опыт проводится

под тягой) Положить в ложечку для сжигания немного красного фосфора

и внести в сосуд с хлором. Наблюдать происходящее явление. На-писать уравнение реакции. Указать окислитель и восстановитель.

4. Хлорная вода и ее свойства (опыт проводится под тягой) а) Налить в пробирку (на 2/3) холодной воды и насытить ее

хлором (пропуская хлор в течение 2-4 минут). Отметить цвет и за-пах полученной хлорной воды (осторожно!). Полученную хлорную воду сохранить для опытов.

б) К небольшой порции полученной хлорной воды прилить раствор лакмуса. Что наблюдается? К другой порции добавить не-сколько капель раствора нитрата серебра. Объяснить результаты опыта и написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

в) В пробирку с раствором сульфата хрома(III) прилить избы-ток раствора гидроксида калия и добавить хлорной воды. Отметить изменения окраски раствора. Написать уравнения реакций, имея в виду, что ионы Cr+3 переходят в ионы CrO4

-2. 5. Получение брома и йода (работать под тягой!) а) Смешать немного кристаллов KBr с небольшим количеством

порошка MnO2, всыпать в пробирку, прилить несколько капель концентрированной H2SO4 и слабо подогреть. Отметить цвет и за-пах (осторожно!) выделяющихся паров брома. Написать уравнение реакции.

б) Проделать аналогичный опыт с KI. Какое вещество выделя-ется в виде паров? Каков их цвет и запах? Написать уравнение ре-акции. Какую роль выполняет MnO2 в проведенных реакциях?

82

в) К раствору KI прилить по каплям свежеприготовленную хлорную воду. Наличием, какого вещества, обусловлена окраска раствора? Добавить к раствору 1 мл бензола. Энергично встрях-нуть содержимое пробирки. Отметить цвет раствора и слоя бензо-ла. Сделать вывод о растворимости брома в воде и органическом растворителе. Написать уравнение реакции взаимодействия KBr с хлорной водой. Составить электронное равенство.

г) В 2 пробирки налить по 2-3 мл раствора KI, в одну из них прибавить по каплям свежеприготовленную хлорную воду, в дру-гую – бромную воду. Наблюдать за происходящими явлениями. Составить уравнения реакций. Сравнить окислительную актив-ность Cl2 и Br2 и проверить свои наблюдения, пользуясь таблицей окислительно-восстановительных потенциалов.

6. Получение хлороводорода и его свойства Собрать прибор. В колбу Вюрца поместить 15-20 г хлорида на-

трия. В капельную воронку влить концентрированную серную ки-слоту. Конец газоотводной трубки ввести в сухой сосуд для соби-рания хлороводорода так, чтобы трубка доходила почти до дна. За-крыть отверстие сосуда. Рядом с прибором – кристаллизатор с во-дой. Из капельной воронки вливать серную кислоту. Наблюдать за происходящими изменениями реагирующих веществ. Для ускоре-ния реакции колбу слегка можно подогреть. Закрыть отверстие со-суда с хлороводородом. Повернув сосуд отверстием вниз, погру-зить его в кристаллизатор с водой и открыть сосуд с хлороводоро-дом. Объяснить наблюдаемые явления. Какова растворимость хло-роводорода в воде? Затем вынуть сосуд из кристаллизатора, закрыв его предварительно под водой.

Разделить полученный раствор на 4 пробирки. Одну часть рас-твора испытать лакмусовой бумагой. Доказать опытным путем, что полученный раствор хлороводорода является соляной кислотой. Во вторую порцию раствора внести гранулу цинка, в третью – не-большое количество оксида магния, в четвертую – несколько кри-сталлов карбоната кальция. Наблюдать происходящие процессы. Написать уравнения реакций получения соляной кислоты и взаи-модействия соляной кислоты с этими веществами.

83

Контрольные задания 1. Дописать уравнения следующих окислительно-

восстановительных реакций: HCl + PbO2 = HCl + KClO3 = Cl2 + KOH = KI + H2O2 + H2SO4 = KClO3 + H2C2O4 = ClO2 +… KClO3 + MnO2 + KOH = NaIO3 + SO3 + H2O =

2. Написать уравнения реакции гидролиза Cl2 в молекулярной и ионной формах. Как влияет на равновесие гидролиза добавление к хлорной воде: а) раствора кислоты, б) раствора щелочи, в) NaCl.

3. Сколько литров Cl2 (измеренного при н.у.) образуется при взаимодействии 100 мл 36 %-й соляной кислоты с 50 г KMnO4?

(Ответ: 8,15 л.) 4. Сколько миллилитров 30 %-го раствора HCl нужно для по-

лучения из нее действием MnO2 11,2 г Cl2 измеренного при н.у.? (Ответ: 211 мл.) 5. К раствору NaCl был прилит избыток раствора AgNO3. В ре-

зультате реакции выпал осадок массой 10 г. Сколько граммов NaCl было в растворе?

(Ответ: 4,1 г.) 6. В замкнутом сосуде было смешано 2 моль газообразного Cl2

с 3 моль водорода. В результате взаимодействия газов (при повы-шенной температуре и в присутствии катализатора) устанавливает-ся равновесие: H2 + Cl2 ⇔ 2HCl.

Концентрация Cl2 в момент равновесия оказалась 0,6 моль. Определить Кравн.

(Ответ: 8,1.) 7. Сколько хлороводорода (н.у.) содержится в 3 л 20 %-го рас-

твора соляной кислоты. (Ответ: 405 л.) 8. Определить валентность и степень окисления брома и йода в

следующих соединениях: HBr, HBrO, HBrO3, I2O5, HIO4, HIO.

84

9. Написать уравнения реакций брома с водой. В каком на-правлении сместится химическое равновесие при добавлении в систему:

а) кислоты, б) йодида калия? 10. В раствор иодида калия было добавлено небольшое коли-

чество бромной воды, затем избыток хлорной воды. Какие реакции произошли в растворе?

11. Написать уравнения реакций получения йодноватой кисло-ты тремя способами.

12. Закончить уравнения реакций и подобрать коэффициенты: KBr + KClO + HCl = I2 + HNO3(kонц.) = KBrO3 + KBr + H2SO4 = Br2 + KOH = Br2 + Cl2 + H2O = HCl +… Ba(BrO3)2 + H2SO4 =

13. Сравнить силу кислот и окислительные свойства в ряду: HClO3, HBrO3, HIO3.

14. Определить процентную и молярную концентрации рас-твора бромоводородной кислоты, полученной разбавлением 50 мл 14 %-го раствора HBr (ρ = 1,10) до 700 мл водой (ρ = 1,0).

(Ответ: 1,1 %; 0,136 М.) 15. Сколько миллилитров, 6 %-го раствора KBrO3 (ρ = 1,04)

надо взять для того, чтобы в присутствии H2SO4 окислить FeSO4, содержащийся в 50 мл его 0,75 М раствора?

(Ответ: 16,7 мл.) 16. Определить степень окисления реагирующих веществ и ко-

эффициенты в следующих реакциях окисления-восстановления: а) KI + H2O2 + HCl = I2 + KCl + H2O; б) Na2SO3 + I2 + H2O = Na2SO4 + HI. 17. Сколько миллилитров хлора (при н.у.) можно получить,

если подействовать кислотой на 2 кг хлорной извести, содержащей 80 % Ca(ClO)2?

(Ответ: 500 мл.)

85

18. Какой объем хлора при 27 0С и 101,325 кПа получится при взаимодействии 20 г HCl с эквивалентным количеством перманга-ната калия?

(Ответ: 3,49 л.) 19. Вычислите, сколько перманганата калия, хлорида натрия и

80 %-ой серной кислоты надо взять, чтобы полученным хлором окислить иодид – ионы из 1 кг иодида калия?

(Ответ: 190,4 г KMnO4; 352,6 г NaCl; 590,3 г 80 % H2SO4.) 20. Дописать следующие уравнения и проставить соответст-

вующие коэффициенты: I2 + Cl2 + H2O = HIO3 + … KCl + HNO3 = NO + … K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + … KIO3 + KI + H2SO4 = I2 + … KClO3 + MnO2 + KOH = K2MnO4 + … CaClO2 + H2O2 = CaCl2 + …

21. Проставить соответствующие коэффициенты и написать уравнения в молекулярной форме:

IO3- + SO3

2- + H+ = I2 + SO42- + H2O;

Br- + MnO4- + H+ = Br2 + Mn2+ + H2O;

ClO- + MnO4- + H2O = Cl- + MnO4

- + OH-.

КИСЛОРОД И СЕРА Общая характеристика подгруппы кислорода. В подгруппу кислорода входят пять элементов: кислород, сера,

селен, теллур и полоний (полоний – радиоактивный элемент). Это р-элементы VI группы периодической системы Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образую-щие руды».

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энерге-тического уровня (см. п.2, табл.7). Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления –2, а в соединениях с ки-слородом и другими активными неметаллами – обычно +4 и +6 (п.5, табл.7).

86

Таблица 7 Свойства элементов подгруппы кислорода

Свойства O S Se Te Po 1.Порядковый номер 8 16 34 52 84 2.Валентные электроны 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4 3.Энергия ионизации атома, эВ

13,62

10,36

9,75

9,01

8,43

4.Относительная элек-троотрицательность

3,50

2,6

2,48

2,01

1,76

5.Степень окисления в соединениях

-1, -2, +2

-2, +2, +4, +6

-2, +4, +6

-2, +4, +6

-2, +2

6.Радиус атома, нм 0,066 0,104 0,117 0,137 0,164 Для кислорода, как и для фтора, нетипична степень окисления,

равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно –2 и в соединении со фтором +2. Значения степеней окисления сле-дуют из электронного строения халькогенов.

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных элек-трона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутст-вует d-подуровень на внешнем уровне, т. е. отсутствуют свобод-ные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления –2 и +2 (например, в H2O и OF2). Таковы же валентность и степень окисления у атома серы в невозбужденном состояние. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома се-ры сначала разъединяются 3р-, а затем 3s-электроны. Число не-спаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например в SO2), а во втором – шести (на-пример в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы – селену, теллуру и полонию, а их степени окисле-ния могут быть равны –2, +2, +4, +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода от-вечают формуле H2R (R- символ элемента): H2O, H2S, H2Se, H2Te. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом поряд-кового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии

87

связи в ряду соединений H2R. Вода, диссоциирующая на ионы H+, OH-, является амфотерным электролитом.

Сера, селен, теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO2 и RO3. Им соответствуют кислоты типа H2RO3 и H2RO4. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а ки-слоты типа H2RO3 также восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увели-чением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают ме-таллические свойства. Так, кислород, сера и теллур – неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит элек-тричество.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Электронная формула внешнего энергетического уровня 2s22p4 соответствует атому:

а) серы; б) углерода; в) кремния; в) кислорода. 2. Электронная формула внешнего энергетического уровня

атома серы: a) 3s23p4; б) 2s22p4; в) 2s23p6; г) 2s22p6. 3. Валентность серы в соединениях SO3, H2S, Al2S3, соответст-

венно равна: а) VI, II, II; б) III, II, III; в) III, II, VI; г) II, II, II. 4. Химический знак элемента, электронная формула атома ко-

торого 1s22s22p63s23p4: а) Se; б) Fe; в) S; г) Si. 5. Электронную формулу 1s22s22p4 имеет атом: а) кремния; б) серы; в) углерода; г) кислорода. 6. В лаборатории кислород получают: а) разложением воздуха;

88

б) разложением KMnO4; в) взаимодействием метана с водой; г) взаимодействием натрия с водой. 7. Массовая доля кислорода в серной кислоте равна приблизи-

тельно: а) 16 %; б) 33 %; в) 65 %; г) 2 %. 8. Элемент «Э» в схеме превращений Э = ЭО2 = Н2ЭО3 может

быть: а) S; б) Ca; в) P; г) Al. 9. Сумма коэффициентов в уравнении реакции, схема которой

H2S + O2 = S + H2O, равна: а) 4; б) 5; в) 6; г) 7. 10. Оксиды серы (VI) не реагируют с: а)NaOH; б) CaO; в) H2O; г) CO2. 11. Кислород нельзя получить разложением: а) KClO3; б) H2O; в) KMnO4; г) CaCO3. 12. Массовая доля серы в оксиде серы (VI) SO3 равна: а) 40 %; б) 60 %; в) 20 %; г) 10 %. 13. Масса серы необходимая для получения 4 моль SO2 равна: а) 32 г; б) 64 г; в) 128 г; г) 4 моль. 14. Высшую и низшую валентность сера проявляет соответст-

венно в соединениях: а) SO3, ZnS; б) SO2, H2S; в) SO3, SO2; г) H2S, SO3. 15. Оксид серы (IV) реагирует с: а) кислотами; б) щелочами; в) кислотными оксидами; г) сульфатом натрия.

89

16. Соляная кислота может взаимодействовать со всеми веще-ствами группы:

а)Fe, F2O3, Cu(OH)2; б) Zn, SiO2, Ag; в) Cu, CuO, Cu(OH)2; г) S, SO2, SO3. 17. В уравнении реакции избытка гидроксида натрия с серной

кислотой сумма коэффициентов перед формулами продуктов реак-ции равна:

а) 2; б) 3; в) 4; г) 5. 18. Разбавленная серная кислота может реагировать с: а) Mg, Cu(OH)2; б) CO2, NaOH; в) FeO, H2S; г) P, CuCl2. 19. Молекулярную кристаллическую решетку имеет: а) Al; б) SO2; в) KCl; г) графит. 20. Коэффициент перед формулой H2O в уравнении реакции,

схема которой H2S + O2 = H2O + SO2 равен: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4. 21. Кислород не реагирует с веществами пары: а) Na, S; б) MgO, H2O; в) H2, P; г) CH4, Fe. 22. Кислород можно распознать: а) лакмусом; б) тлеющей лучиной; в) известковой водой; г) по запаху. 23. К растворам данных солей прилили кислоту. В каких слу-

чаях наблюдается выделение газа? а) Na2SO4; б) CuSO4; в) Na2S; г) Na2SO3; д) Na2S2O3. 24. Какие из приведенных сульфидов растворимы в воде? а) CaS; б) CuS; в) ZnS; г) CoS; д) NiS. 25. Какие продукты получаются при взаимодействии цинка с

разбавленной серной кислотой? а)ZnSO4 + H2O + SO2; б) ZnSO4 + H2;

90

в) ZnSO4 + S + H2O; г) ZnSO4 + H2O + H2S; д) ZnSO3 + H2O. 26.Чему равна молярная масса эквивалента серы в соединении,

содержащем 50 % серы и 50 % кислорода? а) 32; б) 8; в) 164; г) 4; д) 5,33 г. 1. Получение кислорода а) Для опыта берут хорошо измельченный KClO3 и порошок

MnO2. С бертолетовой солью надо обращаться осторожно, так как в присутствии малейших примесей горючих веществ (бумаги, угля и т. д.) она при трении или нагревании может дать сильный взрыв. Следует также иметь в виду, что MnO2 иногда загрязнен, поэтому его предварительно прокаливают.

Поместить в чистую сухую пробирку около 0,03 г KClO3 и ук-репить ее в зажиме штатива. Нагревать дно пробирки сначала сла-бо и осторожно, затем сильнее. Когда соль расплавится, испытать, загорится ли внесенная в пробирку тлеющая лучинка. Сделать вы-вод, интенсивно ли идет разложение KClO3. Оставить горелку, тот-час же всыпать в пробирку немного заранее приготовленного по-рошка MnO2. Снова опустить в пробирку, не касаясь, соли, тлею-щую лучинку. Составить уравнение реакции разложения бертоле-товой соли. Какую роль в этой реакции выполняет диоксид мар-ганца?

б) В пробирку насыпать небольшое количество кристалличе-ского перманганата калия и осторожно нагреть. Доказать наличие кислорода.

2. Обнаружение пероксида водорода Налить в пробирку 1 мл 3 %-го раствора перекиси водорода,

добавить 1-2 капли раствора иодида калия и несколько капель раз-бавленной серной кислоты. Добавить к смеси 1-2 мл крахмального клейстера. Наблюдать изменение окраски. Написать уравнение ре-акции.

91

3. Получение пероксида водорода а) Влить в пробирку около 5 мл дистиллированной воды и до-

бавить при помощи стеклянной палочки 3-4 крупинки перекиси натрия. Охладить пробирку водой под краном и прибавлять по ка-плям разбавленную H2SO4 до слабокислой реакции (проба лакму-сом). Разделить раствор на две порции. Доказать наличие H2O2 действием раствора K2Cr2O7 в присутствии эфира, во второй – дей-ствием раствора KI в присутствии крахмального клейстера. Напи-сать уравнение реакции образования H2O2.

б) Взять около 1г BaO2 (кр.) и добавить небольшими порциями при помешивании стеклянной палочкой в хорошо охлажденную льдом пробирку 5 мл разбавленной H2SO4. Мутную от осадка BaSO4 жидкость отфильтровать. Доказать присутствие H2O2 в фильтрате. Написать уравнение реакции. Какую роль выполняет H2SO4?

4. Окислительные свойства пероксида водорода К 2 мл раствора нитрата свинца прилить равный объем раство-

ра сульфида натрия и нагреть до кипения. Обратить внимание на цвет выпавшего осадка. Написать уравнение реакции. Слить рас-твор с осадка. Прилить к осадку 3 мл 3 %-го раствора перекиси во-дорода и слегка нагреть. Как изменяется окраска осадка? Составить уравнение реакции. Какую роль выполняет в этой реакции H2O2?

5. Восстановительные свойства пероксида водорода Налить в пробирку 1 мл концентрированного раствора перман-

ганата калия, 2 мл раствора серной кислоты и 1-2 мл раствора пе-роксида водорода. Испытать тлеющей лучинкой выделяющийся газ. Наблюдать изменение цвета раствора. Составить уравнение ре-акции. Какова роль H2O2?

6. Восстановительные свойства сероводорода Подействовать сероводородной водой на подкисленные рас-

творы перманганата калия, бихромата калия и на бромную воду. Какие внешние признаки протекания реакций вы наблюдаете? Со-ставить уравнения реакций, указать переход электронов, подобрать коэффициенты.

92

7. Получение оксида серы (IV) из сульфита натрия Собрать прибор. В колбу положить 2-3 ложечки сульфита на-

трия. В капельную воронку налить концентрированную серную ки-слоту. Почему для опыта берут твердую соль и концентрирован-ную серную кислоту? Каким методом следует собирать выделяю-щийся газ? Прилить по каплям серную кислоту в колбу. Собрать выделяющийся газ. Затем насытить оксидом серы (IV) воду и про-делать с этим раствором следующие опыты:

а) Взаимодействие сернистой кислоты с сероводородной во-дой. Почему раствор мутнеет? Написать уравнение реакции и схе-му перехода электронов. Какие свойства в этом опыте проявляет сернистая кислота?

б) Налить в одну пробирку немного бромной воды, в другую – йодной, в третью – раствор перманганата калия, в четвертую – рас-твор бихромата калия, в последнюю – прибавить немного разбав-ленной серной кислоты. Затем во все пробирки прилить раствор сернистой кислоты. Объяснить изменение цвета во всех пробирках. Составить уравнения реакций всех четырех и схемы перехода элек-тронов, имея в виду, что ион MnO4

- восстанавливается до иона Mn+2, ион Cr2O7

-2 восстанавливается до иона Cr+3. Какие свойства проявляет сернистая кислота в этих опытах? Ознакомиться с вели-чиной окислительно-восстановительного потенциала иона и под-твердить соответствующими расчетами возможность окисления сернистой кислоты хлором, бромом, перманганатом калия, бихро-матом калия в кислой среде.

8. Свойства серной кислоты а) Действие разбавленной серной кислоты на металл. Исходя

из положения металлов (медь, цинк, алюминий) в ряду напряже-ний, сделать вывод о возможности протекания реакций между эти-ми металлами и разбавленной H2SO4. Доказать опытным путем, все ли взятые металлы взаимодействуют с разбавленной H2SO4.

б) Действие концентрированной H2SO4 на металлы. В пробир-ке при слабом нагревании провести взаимодействие концентриро-ванной H2SO4 с медью. Установить по запаху, какой газ выделяет-ся. Отметить цвет раствора и сделать вывод, какие ионы находятся

93

в растворе. Написать уравнение реакции и схему перехода элек-тронов. Подействовать концентрированной H2SO4 на цинк. Про-бирку немного подогреть. Установить по запаху, какой газ выделя-ется. Продолжать нагревание. Обнаружить в выделяющемся газе сероводород. Наблюдать помутнение раствора и объяснить его причину. Написать уравнения реакций между цинком и H2SO4, от-личающихся друг от друга продуктами восстановления H2SO4. Дать схему перехода электронов.

Контрольные задания 1. Написать электронные формулы атомов серы, селена, теллу-

ра в невозбужденном и возбужденном состояниях. 2. В какой степени окисления сера может быть: а) только окислителем, б) только восстановителем? Написать соответствующие электронные формулы. Привести

примеры реакций. 3. В какой степени окисления сера может быть окислителем и

восстановителем? Привести примеры соответствующих реакций. 4. Молекула S2 парамагнитна. Написать ее электронную фор-

мулу. За счет перекрывания каких электронных орбиталей осуще-ствляется связь в молекуле H2S?

5. Какие вещества будут получаться при взаимодействии FeS: а) с хлороводородной кислотой, б) с концентрированной азотной? Напишите соответствующие уравнения. 6. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации сероводо-

родной кислоты. Как будут смещать равновесия при прибавлении: а) хлороводородной кислоты, б) нитрата свинца (II), в) щелочи? 7. Написать уравнения реакций гидролиза сульфидов: Al2S3,

Na2S. 8. Написать уравнение реакции взаимодействия пероксоди-

сульфата натрия с сульфатом марганца (II) (реакция протекает с участием воды).

94

9. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реак-ций:

(NH4)2S + FeCl2 = … Ag2O + H2O2 = … H2S + FeCl3 =… AuCl3 + H2O2 + KOH =… H2SO4(конц) + Zn =… MgI2 + H2O2 + H2SO4 =… H2S + HNO3(конц) =… H2S + H2O2 =… FeSO4 + K2S2О8 = Fe3+ + … H2SO3 + KMnO4 = Mn2+… Na2SO3 + Zn + HCl(p) = S2- + … K2Cr2O7 + Na2S + H2SO4 = S + Cr2(SO4)3 + …

10. Написать формулы двух различных сульфидов, нераство-римых в воде и растворимых в кислой среде, и двух сульфидов, не-растворимых в нейтральной среде и кислой среде, и уравнения ре-акций их получения.

11. Написать уравнения реакций получения сернистого газа тремя способами. В каком состоянии гибридизации находится атом серы в молекуле SO2? Какова в связи с этим геометрическая струк-тура молекулы?

12. Какие ионы получаются при пропускании SO2: а) в чистую воду, б) в воду, содержащую хлор? Написать соответствующие уравнения в ионном виде. 13. Написать графическую формулу тиосульфата натрия, ука-

зать степень окисления серы в этом соединении и объяснить его неустойчивость в кислой среде.

14. Написать уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия:

а) с хлороводородной кислотой, б) с хлорной водой. 15. При пропускании сероводорода через бромную воду объе-

мом 50 мл выпал осадок массой 0,21 г. Определите молярную кон-центрацию брома в растворе.

95

16. Рассчитайте массы сульфата натрия и угля, необходимые для получения 500 кг сульфида натрия.

(Ответ: 910,25 кг, 153,85 кг.) 17. Объясните, почему сульфид сурьмы (III) Sb2S3 растворяется

в избытке сульфида аммония, а сульфид висмута (III) нет. 18. Напишите структурные формулы следующих соединений:

H2S2, H2S, Na2S. Дайте им названия.

АЗОТ И ФОСФОР Общая характеристика подгруппы азота Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор,

сурьма, мышьяк, висмут. Это р-элементы V группы периодической системы Менделее-

ва. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по пять электронов (см. п.2, табл.8). Поэтому высшая степень окисления этих элементов равна +5, низшая -3, характерна и +3.

Таблица 8 Свойства элементов подгруппы азота

Свойства N P As Sb Bi 1. Порядковый номер 7 15 33 51 83 2. Валентные электроны 2s22p3 3s23p3 4s24p3 5s25p3 6s26p3 3. Энергия ионизации атома, эВ

14,5

10,5

9,8

8,6

7,3

4. Относительная элек-троотрицательность

3,07

2,1

2,2

1,82

1,67

5. Степень окисления в соединениях

+5, +4, +3, +2, +1, -3, -2, -1

+5, +4, +3, +1, -3, -2

+5, +3, -3

+5, +3, -3

+5, +3, -3

6. Радиус атома, нм 0,071 0,13 0,15 0,16 0,18 На примере азота и фосфора рассмотрим валентные состояния

элементов. У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому ва-лентность азота равна трем. Вследствие отсутствия d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединяться не могут.

96

Однако атом азота может отдать с 2s-подуровня один электрон другому электроотрицательному атому, тогда он приобретет заряд +1 и будет иметь четыре неспаренных электрона, т. е. станет четы-рехвалентным. Это осуществляется, например, в азотной кислоте. Пятивалентным азот быть не может. У атомов фосфора и после-дующих элементов подгруппы имеются свободные орбитали на 3d-подуровне, а потому при переходе в возбужденное состояние будут разъединяться 3s-электроны. Таким образом, в невозбужденном состоянии у всех элементов подгруппы азота валентность равна трем, в возбужденном состоянии у всех, кроме азота, равна пяти. С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения соста-ва RH3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В этих со-единениях связи элементов с водородом более прочные, чем в со-ответствующих соединениях элементов подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода. С кислородом элементы подгруппы азота образуют ок-сиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кисло-ты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 – кислотный ок-сид; P4O6 – слабокислотный оксид; As2O3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 – амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2O3 – основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 умень-шаются с ростом порядкового номера элемента. Как видно из п.3 и 6 табл., в подгруппе с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются. Этим объясняет-ся уменьшение прочности водородных соединений RH3 от NH3 к BiH3, а также уменьшение прочности кислородных соединений в обратном порядке. Различны свойства первого и последнего эле-мента подгруппы: азот – неметалл, висмут – металл.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Ряд чисел 2, 8, 5 соответствуют распределению электронов по энергетическим уровням:

а) алюминия; б) фосфора; в) хлора; г) азота.

97

2. Высшую валентность азот проявляет в оксиде: а) N2O5; б) NO2; в) NO; г) N2O. 3. Формула вещества «Х» и коэффициент перед ней в уравне-

нии реакции, схема которой PH3 + O2 = P2O5 + X: а) H2; б) H2O; в) 2H2O; г) 3H2O. 3. Водород не реагирует с: а) N2; б) S; в) O2; г) HCl. 5. Формула вещества, обозначенного “X” в схеме превращений

P = X + H2O = H3PO4: а) PO; б) P2O3; в) P2O5; г) P4O6. 6. Масса фосфора, необходимого для получения 0,1 моль окси-

да фосфора (V), равна: а) 31 г; б) 3,1 г; в) 6,2 г; г) 0,2 г. 7. Формулы продуктов реакции и коэффициенты перед ними в

уравнении реакции азотной кислоты с гидроксидом меди (II): а) Cu(NO3)2 и 2H2O; б) Cu(NO3)2 и H2; в) CuO и 2H2O; г) CuO и H2O. 8. Высшую валентность азот проявляет в соединении: а) NO; б) N2O3; в) NO2; г) N2O5. 9. Химическая связь в молекуле аммиака NH3: а) ионная; б) металлическая; в) ковалентная неполярная; г) ковалентная полярная. 10. Электронная формула 2S22P3 внешнего энергетического

уровня соответствует атому: а) лития; б) углерода; в) азота; г) кислорода.

98

11. Молекулярные формулы веществ, обозначенных X и Y в схеме превращений P + X = P2O2 + Y = H3PO4, соответствуют:

а) X – O, Y – H2O; б) X – O, Y – H-O-H; в) X – O2, Y – H2O; г) X – O2, Y – H-O-H. 1. Получение аммиака Хлорид аммония и гашеную известь в приблизительно равных

объемах тщательно перемещать в фарфоровой чашке. Происходит ли образование аммиака при этих условиях? Полученную смесь всыпать в пробирку, которую затем закрыть пробкой с газоотвод-ной трубкой и закрепить в штативе так, чтобы дно ее было не-сколько выше отверстия (почему?). Не сильно нагреть смесь (что-бы не возгонялся хлорид аммония) и собрать выделяющийся амми-ак в пробирку. Почему ее надо перевернуть вверх дном? Через не-сколько минут, когда пробирка наполнится аммиаком (как в этом убедиться?), осторожно снять ее с трубки не переворачивая, за-крыть сухой пробкой и сохранить для следующего опыта.

2. Растворение аммиака в воде Пробирку с аммиаком опустить вниз в ванну с водой и под во-

дой открыть пробку. Что наблюдается? Когда вода перестанет под-ниматься, закрыть пробирку под водой и вынуть ее из ванны. Ис-пытать полученный раствор лакмусовой бумагой. Объяснить на-блюдаемые явления. Написать уравнение реакции. Часть получен-ного раствора нагреть до кипения. Изменяется ли интенсивность запаха? Прокипятить раствор 2-3 минуты, испытать его реакцию красной лакмусовой бумагой. Отметить ее цвет. Написать уравне-ние реакции. Какие равновесия устанавливаются в водном растворе аммиака? Как смещается равновесие при нагревании раствора? Дать объяснение.

3. Реакция на ион аммония В пробирку налить немного раствора соли аммония, например

MH4Cl, прибавить 1-2 мл раствора гидроксида натрия и нагреть. Поднести к отверстию пробирки, не касаясь ее стенок, смоченные водой красную и синюю лакмусовые бумажки. Цвет какой из них изменился? Написать уравнения реакций. Так как из всех газов

99

только аммиак с водой образует щелочь, то посинение лакмусовой бумаги в парах указывает, что в растворе присутствует ион OH-. В том случае, когда количество выделяющегося аммиака больше, его легко обнаружить по запаху.

4. Образование и распад азотистой кислоты Охладить в пробирке 2-3 мл раствора нитрита натрия снегом и

затем прибавить к нему разбавленную серную кислоту. Отметить цвет раствора и цвет газа над ним. Объяснить, почему охлаждается раствор, какое вещество придает ему окраску, каков состав газа. Написать уравнение реакции.

5. Окислительные и восстановительные свойства азотистой

кислоты а) Налить в пробирку 2-3 мл KI, подкислить его разбавленной

H2SO4 и затем прибавить к нему немного раствора NaNO2. Объяс-нить изменение цвета раствора. Как доказать, какое выделилось вещество? Написать уравнение реакции.

б) К подкисленному, разбавленной H2SO4, раствору KMnO4 прилить раствор NaNO2. Что происходит? Написать уравнение ре-акции, имея в виду, что одним из продуктов является соль Mn+2. Какие свойства проявляет HNO2 в опытах а) и б)?

6. Свойства азотной кислоты а) В одну пробирку положить кусочек цинка, в другую – олово

и затем прибавить концентрированной азотной кислоты. Какой вы-деляется газ? Написать уравнение реакции, имея в виду, что во второй пробирке образуется H2SnO3.

б) Положить в пробирку немного железных опилок или стру-жек и прибавить разбавленной азотной кислоты. Какой выделяется газ? Напишите уравнение реакции. В одну пробирку положить ку-сочек цинка, во вторую – олово и прилить в обе пробирки сильно разбавленную азотную кислоту. В течение нескольких минут жид-кость взбалтывать, затем слить раствор с непрореагировавшего ме-талла и доказать наличие в растворе иона NH4

+. Написать уравне-ние химической реакции.

100

7. Получение оксида фосфора (V) (фосфорного ангидрида) В фарфоровую чашку, поставленную на асбестовую сетку, по-

ложить 0,4-0,5 г красного фосфора. Над чашкой на небольшом рас-стоянии (около 0,5 см) от сетки укрепить сухую воронку. Зажечь фосфор накаленной стеклянной палочкой. Какое соединение осаж-дается на стенках воронки? Написать уравнение реакции.

Когда весь фосфор сгорит, вложить воронку в кольцо штатива и оставить для следующего опыта.

8. Реакции на ионы фосфорных кислот а) К раствору гидрофосфата натрия прилить раствор нитрата

серебра. Что представляет собой выпавший осадок? Каков его цвет? Испытать отношение осадка к раствору азотной кислоты. Написать соответствующие уравнений реакций.

б) К небольшому объему раствора молибдата аммония, подкис-ленного раствором азотной кислоты, прибавить несколько капель раствора фосфорной кислоты или её соли. Смесь нагреть. Что на-блюдается? Каков вид и цвет осадка? Уравнение данной реакции:

H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 21HNO3 → (NH4)3H4[P(Mo2O7)6]↓ + 21NH4NO3 + 10H2O.

в) К растворам мета- и дифосфата натрия в отдельных пробир-ках прилить раствор AgNO3. Каков цвет выпавших осадков? Испы-тать отношение осадков к раствору азотной кислоты. Написать уравнения реакций. В какой среде осаждаются соли серебра мета- и дифосфорной кислот?

г) Налить в две пробирки намного раствора белка в воде. При-лить в одну пробирку раствор метафосфата натрия, во вторую – раствор дифосфата натрия, затем в обе пробирки добавить раствор уксусной кислоты. Наблюдать, что происходит с белком со смесью метафосфата натрия и уксусной кислоты.

На основании опытов сделать вывод, как определить присутст-вие ионов PO3

-, P2O74-, PO4

3- в растворе? 9. Получение фосфорных кислот а) Получение кислот фосфора из оксида фосфора (V). Оксид фосфора (V), полученный в предыдущем опыте, смыть

дистиллированной водой со стенок воронки в пробирку. Когда рас-

101

твор станет прозрачным, отлить немного его в другую пробирку, нейтрализовать в последней несколькими каплями раствора соды до слабокислой реакции (последнее установить по изменению цве-та индикаторной бумажки) и доказать, какая кислота образовалась в результате опыта. Написать уравнения происходящих реакций.

Оставшуюся часть раствора вылить в стакан, добавить 10-15 мл дистиллированной воды и 1-2 мл концентрированного раствора азотной кислоты (для ускорения реакции присоединения) и кипя-тить 5-10 мин, добавляя воду. Затем отлить немного раствора в пробирку, нейтрализовать раствором соды до слабокислой реакции и добавить раствор нитрата серебра. По цвету осадка установить, закончилась ли реакция присоединения и какая кислота получилась в результате реакции. Если реакция присоединения не закончилась, продолжать кипячение оставшейся части раствора ещё 5-10 мин, затем провести повторный анализ полученного раствора. Написать уравнения реакций.

б) Получение ортофосфорной кислоты окислением красного фосфора.

Немного красного фосфора нагреть в фарфоровой чашке с 5-6 мл концентрированного раствора азотной кислоты. Если не весь фосфор прореагирует, добавить ещё немного азотной кислоты, за-тем выпарить раствор (зачем?). Остаток разбавить водой, нейтра-лизовать до слабокислой реакции и испытать раствором нитрата серебра. Какая кислота получилась в результате опыта? Написать уравнения реакции.

в) Получение ортофосфорной кислоты из костяной золы или фосфорита.

Поместить в пробирку немного костяной золы или тонко из-мельченного фосфорита и добавить раствор серной кислоты (1:1). Смесь прокипятить и затем отфильтровать жидкость от осадка, до-казать присутствие ортофосфорной кислоты, используя для опыта раствор молибдата аммония. Написать уравнения реакций.

10. Соли ортофосфорной кислоты а) Фосфаты натрия и их гидролиз. По величине константы диссоциации ортофосфорной кислоты

предположить, подвергаются ли гидролизу фосфаты щелочных ме-

102

таллов. На какой ступени должен практически остановиться гидро-лиз фосфата натрия?

Проверить свои предположения, испытав растворы гидро-, ди-гидрофосфата натрия индикаторной бумажкой. Написать уравне-ние гидролиза фосфата натрия по первой ступени. Накопление ка-ких ионов препятствует дальнейшему гидролизу этой соли? Опре-делить рН растворов с помощью универсального индикатора.

б) Получение фосфатов кальция. Используя имеющиеся в лаборатории реактивы, получить гид-

ро-, дигидрофосфат и фосфат кальция. Написать уравнения реак-ций. Сделать вывод о растворимости в воде полученных солей. К осадку CaHPO4 добавить раствор уксусной кислоты. Что происхо-дит? Написать уравнения реакций.

Контрольные задания 1. Почему азот при обычных условиях – газ, остальные эле-

менты подгруппы азота – твердые кристаллические вещества? 2. Почему для азота в отличие от фосфора нехарактерна алло-

тропия? 3. Объясните склонность атомов р-элементов пятой группы к

образованию связей по донорно-акцепторному механизму и к об-разованию координационных соединений.

4. В чем состоят особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами? Как изменяется окислительная способность азотной кислоты с разбавлением?

5. Почему ортофосфорная кислота в отличие от азотной и мышьяковой кислот не обладает окислительными свойствами?

6. Перечислите соединения азота и фосфора, являющиеся удобрениями.

7. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты: KNO2 + H2SO4 = KNO3 +… NH2OH + HCl =… KI + KNO2 + H2SO4 = I2 + NO +… HNO2 + HI =… FeCl2 + NaNO2 + HCl = FeCl3 +… NO2 + SO2 = N2 +… Al + NaNO2 + NaOH = NaAlO2 +…

103

N2H4 + HCl =… NH2OH = NH3 + N2 +… N2H4 + O2 =… KNO2 + K2Cr2O7 + HNO3 = Cr(NO3)3 +…

8. Напишите уравнения реакций взаимодействия концентриро-ванной и разбавленной азотной кислоты со следующими металла-ми: Mg, Zn, Cu, Fe.

9. Напишите уравнение реакции растворения золота и платины в «царской водке». Чем объяснить высокую окислительную спо-собность этой смеси кислот?

10. Найдите массу азотной кислоты, которую можно получить из 2 кмоль NO2, и объем воздуха (w (O2) = 21 %), необходимый для окисления оксида азота (IV) в HNO3.

(Ответ:126 кг; 53,3 л.) 11. Определите массовую долю (%) выхода аммиачной селит-

ры, если на получение 18700 кг нитрата аммония израсходовано 19724 л 57 %-ой азотной кислоты (р = 1351 кг/м3).

(Ответ: 96,95 %.) 12. Определите массу фосфорита, содержащего 25 % примесей,

и массы кокса и кремнезема, необходимые для получения фосфора массой 1 т, если выход готового продукта составляет 85 % от тео-ретического. Какую роль играет SiO2? Может ли реакция протекать в его отсутствие? Можно ли вместо углерода, в качестве восстано-вителя, использовать металлы?

(Ответ: 7,8 т; 3,4 т; 1,1 т.) 13. Какова истинная формула оксида фосфора, если при окис-

лении 1,5 г фосфора, образовалось 3,43 г оксида, плотность паров которого по водороду равна 142,2?

(Ответ: P4O10) 14. Закончите уравнения:

PH3 + K2Cr2O7 + H2SO4 =… Ca3P2 + H2O =… P + Ba(OH)2 = Ba(H2PO2)2 +… H3PO2 + HNO3 =… P2H4 + KMnO4 + H2SO4 =… H3PO2 + I2 + H2O =…

104

15. На нейтрализацию 7,3 г фосфорноватистой кислоты потре-бовалось 4,44 г едкого натра. На основании этих данных напишите структурную формулу фосфорноватистой кислоты.

16. При действии нитрата серебра на раствор фосфорной ки-слоты объемом 50 мл выпал осадок массой 0,35 г. Определите мо-лярную концентрацию H3PO4.

(Ответ: 0,017моль/л.)

УГЛЕРОД И КРЕМНИЙ Общая характеристика подгруппы углерода В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий,

олово и свинец. Это р-элементы IV группы периодической системы Менделеева. Их атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона (см. п.2, табл.9), чем объясняется сходство их химиче-ских свойств. Некоторые свойства элементов подгруппы углерода приведены в таблице 9.

Таблица 9 Свойства элементов подгруппы углерода

Свойства C Si Ge Sn Pb 1.Порядковый номер 6 14 32 50 82 2.Валентные электроны 2s22p2 3s23p2 4s24p2 5s25p2 6s26p2 3.Энергия ионизации атома, эВ

11,3

8,2

7,9

7,3

7,4

4.Относительная элек-троотрицательность

2,50

1,74

2,02

1,72

1,55

5.Степень окисления в соединениях

+4,+2, -4

+4,+2, -4

+4,-4 +4,+2, -4

+4,+2, -4

6.Радиус атома, нм 0,077 0,134 0,139 0,158 0,175 В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспарен-

ных электрона. Поскольку атомы подгруппы имеют на внешнем уровне свободные орбитали, то при переходе в возбужденное со-стояние распаривают электроны s-подуровней. В соединениях эле-менты подгруппы углерода проявляют степень окисления +4, и -4,

105

а также +2, причем последняя с увеличением заряда ядра становит-ся более характерной. Для углерода, кремния и германия наиболее типична степень окисления +4, для свинца +2. Степень окисления -4 в последовательности C – Pb становится все менее характерной.

Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей фор-мулы RO2 и RO, а водородные соединения - формулы RH4. Гидра-ты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем ки-слотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основ-ные – у гидратов свинца.

От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных со-единений RH4: CH4 – прочное вещество, а PbH4 в свободном виде не выделено. В подгруппе с ростом порядкового номера уменьша-ется энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус (п.3 и 6 табл.9), т. е. неметаллические свойства ослабевают, а ме-таллические усиливаются.

Вопросы допуска к лабораторной работе

1. Наиболее ярко выражены неметаллические свойства у: а) олова; б) германия; в) кремния; г) углерода. 2. Экзотермической реакцией является: а) C + O2 = CO2; б) 2H2O = 2H2 + O2; в) 2HgO = 2Hg + O2; г) PCl5 = PCl3 + Cl2. 3. Четыре электрона на внешнем энергетическом уровне имеет

атом: а) гелия; б) бериллия; в) углерода; г) кислорода. 4. Электронная формула атома углерода: а) 1S22S22P6; б) 1S22S22P4; в) 1S22S22P0; г) 1S22S22P2. 5. Формула вещества, обозначенного “X” в схеме превращений

C = CO2 + H2O = X: а) CO; б) CH4; в) H2CO3; г) C.

106

6. Кристаллическая решетка твердого оксида углерода (IV) – CO2:

а) ионная; б) атомная; в) молекулярная; г) металлическая. 7. Объем углекислого газа (н.у.), образующегося при сжига-

нии 32 г метана CH4, равен: а) 22,4 л; б) 44 г; в) 44,8 л; г) 2 моль. 8. Массовая доля углерода в карбонате кальция CaCO3 равна: а) 12 %; б) 40 %; в) 48 %; г) 100 %. 9. При взаимодействии KOH с CO2 образуются: а) CaCO3 и H2; б) CaCO3 и H2O; в) K2CO3 и H2; г) K2CO3 и H2O. 10. Углекислый газ можно распознать раствором: а) KOH; б) HNO3; в) AgNO3; г) Ca(OH)2. 11. Оксид углерода (IV) – CO2 не реагирует с: а) водой; б) серной кислотой; в) известковой водой; г) оксидом кальция. 1. Получение и свойства углекислого газа а) В аппарат Киппа положить кусочки мрамора и налить рас-

твор соляной кислоты (1:4). Наблюдать выделение газа. Можно ли использовать для этой цели раствор серной кислоты.

б) Выделяющийся газ из аппарата Киппа пропустить в пробир-ку с водой, подкрашенной нейтральным раствором лакмуса. Что наблюдается? Написать уравнения реакций, происходящих при по-лучении оксида углерода и растворения его в воде. Каким спосо-бом можно его собирать?

Прокипятить раствор оксида углерода (IV). Изменяется ли цвет? Выразить молекулярно - ионным уравнением равновесие, существующее в водном растворе оксида углерода (IV). Как сме-стится равновесие?

107

в) Взять для опыта два стакана или банки. Один из них напол-нить оксидом углерода из аппарата Киппа. Проверить полноту на-полнения сосуда газом с помощью горящей лучины, поднесенной к отверстию стакана. В другой стакан бросить маленький кусочек ваты, смоченный спиртом, и поджечь его горящей лучиной. Затем осторожно перелить оксид углерода из первого стакана во второй. Что происходит? Проверить с помощью горящей лучины остался ли газ в первом стакане. Какой вывод можно сделать о плотности газа?

г) В стакан, наполненный оксидом углерода (IV), внести подо-жженную на воздухе ленту магния, держа ее щипцами. Наблюдать за горением магния. К полученным продуктам прибавить немного раствора разбавленной соляной кислоты и взболтать. Оба ли веще-ства растворяются? Написать уравнения реакций.

В другом стакане, наполненном газом, сжечь в железной ложке красный фосфор, предварительно подожженный на воздухе. Про-дукты горения фосфора растворить в воде и исследовать лакмусом. Описать наблюдения и составить уравнения реакций. Отметить роль углерода (IV) в проведенных окислительно-восстановительных процессах.

2. Образование солей угольной кислоты а) В пробирку с известковой водой пропустить в течение 2-3

минут ток оксида углерода. Какие происходят изменения? Напи-сать их структурные формулы. Сделать вывод об их растворимости в воде. Полученный раствор оставить для следующего опыта.

б) Раствор, полученный в предыдущем опыте, разделить в две пробирки. Одну из них нагреть, в другую добавить известковой во-ды. Написать уравнение происходящих реакций.

3. Гидролиз солей угольной кислоты Испытать действие на нейтральный лакмус растворов карбона-

та и гидрокарбоната натрия. Написать уравнения реакций гидроли-за в молекулярной и ионной формах. Какая соль в большей степени подвергается гидролизу: карбонат натрия или гидрокарбонат на-трия? Дать объяснение.

108

4. Получение кремниевой кислоты а) Получение гидрогеля кремниевой кислоты. К 5 мл концентрированного раствора силиката натрия приба-

вить 2-3 мл разбавленной соляной кислоты и хорошо перемешать жидкости. Вследствие выделения кремниевой кислоты все содер-жимое пробирки превращается в студень. Написать уравнение ре-акции.

б) Получение гидрозоля кремниевой кислоты. К 3-5 мл раствора силиката натрия прибавить немного концен-

трированной соляной кислоты. Получается раствор кремниевой кислоты. Нагреть его до кипения. Что наблюдается?

5. Вытеснение кремниевой кислоты из ее солей В раствор силиката натрия пропустить из аппарата Киппа ок-

сид углерода (IV). Наблюдать образования кремниевой кислоты. Написать уравнение происходящей реакции. Какая из кислот – кремниевая H2SiO3 или угольная H2CO3 является более слабым электролитом? Сравнить величины констант диссоциации этих ки-слот.

6. Гидролиз солей кремниевой кислоты а) Испытать раствором лакмуса раствор силиката натрия. На-

писать уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

б) К 1-2 мл концентрированного раствора силиката натрия прилить при помешивании 2-3 мл насыщенного раствора хлорида аммония. Наблюдать образование осадка и газа. Написать уравне-ния реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Контрольные задания 1. Сопоставьте электронные конфигурации атомов углерода,

кремния и элементов подгруппы германия. Объясните закономер-ное изменение в группе металлических, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств.

2. Чем объяснить существование большого числа аллотропных видоизменений углерода?

109

3. Приведите примеры соединений углерода, которые являются только окислителями или только восстановителями.

4. Сопоставьте строение молекул, термическую устойчивость, растворимость в воде следующих соединений:

а) CO2 и SiO2; б) CF4 и SiF4; в) CCl4 и SiCl4. Объясните причины различия. 5. При взаимодействии окиси алюминия массой 10,2 г с избыт-

ком углерода образовались 6,72 л CO и твердого кристаллическое вещество массой 7,2 г. Определите состав этого соединения и на-пишите уравнение реакции его получения.

(Ответ: Al4C3.) 6. Опишите строение молекулы оксида углерода (II) - CO с по-

зиции методов ВС и МО. 7. Опишите строение молекулы оксида углерода (IV) - CO2 с

позиции методов ВС и МО. 8. На нейтрализацию раствора карбоната и гидрокарбоната на-

трия потребовался раствор гидроксида натрия, объемом 80 мл с концентрацией 1 моль/л. После упаривания нейтрализованного раствора выпал осадок Na2CO3*10H2O массой 16,09 г. Определите массовые доли (%) карбоната и гидрокарбоната в растворе.

(Ответ: 61,2 %; 38,8 %.) 9. При действии соляной кислоты на смесь карбоната кальция

и негашеной извести массой 58 г выделился газ объемом 6,5 л (н.у.). Определить массовую долю (%) компонентов в смеси и объ-ем соляной кислоты с концентрацией 1,2 моль/л израсходованной на нейтрализацию смеси.

(Ответ: 50% CaO; 1,35 л.) 10. Кварцевый песок массой 50 г сплавили с коксом в дуговой

печи. Какова масса полученного вещества и объем выделившегося газа?

(Ответ: 33,34 кг; 37,34 м3.) 11. Каким путем оксид кремния можно перевести в раствори-

мое состояние? 12. Чем объяснить высокую реакционную способность крем-

ния по отношению к растворам щелочей?

110

13. Почему, не растворяясь в азотной кислоте, кремний раство-ряется в смеси плавиковой и азотной кислотах?

14. Какую из перечисленных ниже кислот нельзя хранить в кварцевой посуде: хлороводородная кислота, серная кислота, пла-виковая кислота и азотная кислота?

15. Через порошок кремния массой 5 г пропустили ток серово-дорода при 1300 0С. При этом образовался дисульфид кремния SiS2. Какой газ, и в каком объеме (н.у.) образовался при этом? На-пишите уравнение реакции гидролиза SiS2.

(Ответ: 8 л.) 16. Навеску смеси кремния и песка обработали раствором ще-

лочи. При этом выделился газ объемом 11,2 л (н.у.). Осадок тща-тельно промыли водой, растворили в избытке плавиковой кислоты. Получили раствор, содержащий 13,83 г кремнефтористоводород-ной кислоты. Определите массу, исходной смеси.

(Ответ: 12,76г.) 17. Как сменится равновесие реакции

Na2SiO3 + CO2 + H2O ⇔ Na2CO3 + H2SiO3: 1) при насыщении раствора углекислым газом; 2) при нагревании?

111

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

Задачи, раскрывающие межпредметные связи химии

Химия и медицина

1. Сколько граммов жженой магнезии (MgO) требуется при-нять человеку, нечаянно выпившему 100 мл серной кислоты, мо-лярная концентрация которой равна 0,2 моль/л?

2. В медицине используются жидкости, заменяющие кровь. Самым первым кровезаменителем был раствор хлорида натрия с массовой долей 0,9 %? Чему равна моляльность этого раствора?

3. Антисептический препарат борный спирт имеет массовую долю борной кислоты 3 %, а его плотность равна 1,01 г/см3. Опре-делите массу борной кислоты, необходимую для приготовления одной упаковки объемом 10 мл.

4. Раствор поваренной соли, содержащий 150 г соли в 850 г во-ды, обладает антисептическими свойствами. Рассчитайте массовую долю и моляльность раствора.

5. Используя в качестве примочки при воспалительных про-цессах, свинцовая вода содержит 2 % основного ацетата свинца (II). Какую массу соли необходимо взять для приготовления 2 литров примочки (р = 1,01 г/см3).

6. При отравлении человека цианидом калия, ему внутривенно вводят раствор тиосульфата натрия. Предполагают, что проходит реакция по схеме:

CN- + S2O32- = SCN- + SO3

2-. Подберите стехиометрические коэффициенты и напишите мо-

лекулярное уравнение реакции. Укажите окислитель и восстанови-тель.

7. Усвоение лекарственных препаратов в организме человека подчиняется кинетическому уравнению первого порядка. Период биологического полураспада некоторого лекарства в организме че-ловека равен 40 ч. Масса принятого препарата равна 40 мг. Какая масса препарата останется в организме через неделю?

8. Раствор хлорида натрия называют физиологическим. Если поместить красные кровяные тельца в концентрированный раствор

112

NaCl, то они «сморщиваются». Если же их поместить в разбавлен-ный раствор или в чистую воду, то они «набухают». Объясните данное явление.

9. Осмотическое давление в организме млекопитающих колеб-лется от 669 до 810 кПа. Какой должна быть молярная концентра-ция гипотетического раствора неэлектролита, чтобы при 20 0С его осмотическое давление соответствовало максимальному?

10. Сколько граммов кальция поступает в организм при приеме столовой ложки (15 мл) кровеостанавливающего средства – раство-ра, содержащего 5 г CaCl2*6H2O в 100 мл воды c ρ = 1,015 г/см3?

11. Массовая доля крови у человека составляет 7 %. Сколько фтора содержит кровь человека массой 80 кг, если в 10 мл ее содер-жится 0,03 мг фтора? Плотность крови принять равной 1,2 г/см3?

12. Самая богатая бромом часть человеческого организма – это ткань головного мозга: 30 мг брома на 100 г мозга. Определить число моль атомов брома содержащихся в головном мозгу взрос-лого человека (его масса равна 1200 г).

13. Определить массу йода в щитовидной железе человека, если ее масса равна 40 г, а массовая доля йода в ней составляет 0,12 %.

14. Массовая доля костей в теле человека равна 18 %. Содер-жание неорганических веществ в костях составляет 22 %, из них 85 % приходится на фосфат кальция. Определите массу фосфата кальция в организме человека массой 70 кг.

15.Большинство медицинских инструментов покрываются сло-ем никеля толщиной 5*10-5 м в электролите NiSO4. Рассчитать время электролиза для получения покрытия необходимой толщины на пинцете с общей поверхностью 5*10-5 м при силе тока I = 1/9 A, если плотность равна 8,9 г/см3, а выход по току равен 96 %.

16. Тантал применяется в восстановительной хирургии как не-заменимый ортопедический материал. Обладая высочайшей хими-ческой стойкостью и пластичностью, он используется также как конструкционный материал, работающий в агрессивных средах. Тантал растворяется только в смеси плавиковой и азотной кислот:

Ta + HNO3 + HF = H2[TaF7] + NO + H2O. Уравняйте реакцию, укажите окислитель и восстановитель. 17. Для кислородной терапии используют кислородные по-

душки ёмкостью 25, 40, 75 и 100 л, которые разрешается в экс-

113

тренных случаях применять в домашних условиях. Чем опасно хранение кислородных подушек в домашних условиях? Какие пра-вила безопасности необходимо соблюдать?

18. В медицине используют дыхательные аппараты, заряжае-мые оксилитом. Оксилит – это прессованная в виде таблеток смесь пероксидов KO2 и Na2O2, взятых в мольном соотношении KO2 : Na2O2 = 2 : 1. Рассчитать объём поглощаемого CO2 и выделяемого при полном использовании порции оксилита массой 745 г.

19. Сложные биохимические процессы, протекающие в орга-низме человека, обусловлены определенной величиной рН крови (7,26 – 7,42), желудочного сока (0,9 – 2,0) и других жидких сред организма. Каков физико-химический смысл и полное название рН? Чем обусловлена небольшая величина этого показателя для желудочного сока?

20. Растворимость кислорода в крови при 36,7 градусах равна 2,2 %, а в воде при этой же температуре – около 2,5 мл газа на 100 г воды. Во сколько раз и почему растворимость кислорода в крови больше, чем в воде?

21. Растворимость углекислого газа в крови при 36,7 0С равна 5,1 %, а в воде при этой же температуре – около 60 мл газа на 100 г. воды. Во сколько раз и почему растворимость CO2 в крови больше, чем в воде?

22. Антацидные лекарственные средства, применяемые в ме-дицине, это химические соединения, снижающие кислотность же-лудочного сока. В качестве таких средств используются оксид маг-ния, гидроксид алюминия, карбонат кальция и гидрокарбонат на-трия. Почему происходит снижение кислотности желудочного сока при приеме этих веществ?

23. Активированный уголь широко используется в медицине как противоядие. На каком свойстве основано его применение в этом качестве?

24. При отравлении солями тяжелых металлов (ртути, свинца, кадмия и др.) в качестве противоядия используют тиосульфат на-трия, который образует с ними нетоксичные сульфиты. Написать уравнения реакций тиосульфата натрия с хлоридом свинца.

25. Чтобы вывести человека из обморочного состояния, ему дают вдохнуть пары нашатырного спирта со смоченного кусочка

114

ваты или марли. Этот же препарат в виде примочек применяется при болезненных укусах насекомых. Что представляет собой наша-тырный спирт с точки зрения химика?

26. Нашатырный спирт (10 %-ый раствор аммиака NH3) при-меняют в хирургической практике для обработки рук хирургов. Для этого 25 мл нашатырного спирта, плотностью 0,96 г/мл, рас-творяют в 5 л теплой кипяченой воды. Чему равна массовая доля аммиака в такой воде?

27. В качестве антисептического лекарственного препарата, обладающего противомикробной активностью, в медицинской практике используется кислота, которая в виде 2 – 4 %-го раствора применяется для промывания полости рта и глаз. Какова формула и основность этой кислоты?

28. Какова химическая формула медного купороса, применяе-мого в медицинской практике в качестве вяжущего и антисептиче-ского средства?

29. Раствор перманганата калия применяется для полоскания рта и горла (0,01 – 0,1 %), для промывания ран (0,1 – 0,5 %), для смазывания язвенных и ожоговых поверхностей кожи (1 – 5 %). Какую массу KMnO4 необходимо растворить в 100 мл воды для получения каждого из этих растворов?

30. В медицине в качестве антисептика используется (в виде порошка, таблеток «Бикарминт» или 20 %-го раствора) неоргани-ческое соединение бора – тетраборат натрия. Напишите формулу этого соединения.

31. Аэроионотерапия – это ингаляционный метод лечения ле-гочных заболеваний ионами O2- и CO2-, которые образуются в воздухе с помощью специальных ионизаторов. Используя метод молекулярных орбиталей, покажите, что эти ионы могут сущест-вовать.

32. На каком свойстве сульфата бария основано его примене-ние при рентгеноскопии желудка?

33. Препараты, содержащие йод, обладают различными свой-ствами. Его спиртовые растворы применяются для обработки ран, подготовки операционного поля. Йод оказывает активное влияние на функцию щитовидной железы. Суточная потребность в йоде со-

115

ставляет 200 мг на килограмм веса человека. Вычислить ежеднев-ную потребность человека в йоде со средним весом 70 кг.

34. Раствор перманганата калия с массовой долей 0,1 % приме-няют при промывке желудка при отравлениях даже синильной ки-слотой. Окисление синильной кислоты под действием KMnO4 про-исходит только в щелочной среде. Какой препарат следует дать по-страдавшему для создания щелочной среды в желудке? Записать уравнение реакции, происходящей в организме человека.

35. При ожогах кожи фосфором ее смачивают 5 %-ым раство-ром сульфата меди. При этом образуется нерастворимая фосфори-стая медь и частичное восстановление металлической меди, кото-рая образует пленку на поверхности частичек фосфора. Написать уравнение реакции, указать окислитель и восстановитель, тип ре-акции. Вычислить эквивалентную массу окислителя.

36. В табаке одной сигареты содержится в среднем 2,25*10-5 г никеля. Из них 1,7*10-5 г переходит в пепел, а остальной никель попадает в организм через дыхательные пути в виде токсичного вещества – тетракарбонила никеля Ni(CO)4. Какая масса карбонила попадает в организм?

37. В табаке сигареты содержится 8*10-5 граммов железа. В пе-пле и окурке остается 6*10-5 граммов. Сколько газообразного, ток-сичного вещества – пентакарбонила железа попадает в организм при выкуривании одной сигареты?

Химия и питание

1. Фосфор является для человеческого организма жизненно

важным элементом, так как он входит в состав соединений, кото-рые обеспечивают мышечную и умственную деятельность, явля-ются основой костного скелета. Какими продуктами питания удов-летворяется потребность организма в фосфоре?

2. Суточная потребность в фосфоре составляет 1 г на среднего по массе человека. Содержание фосфора в продуктах питания та-ково: мясо – 0,204 %, яйцо – 0,224 %, сыр – 0,7 %. Какую массу каждого продукта нужно ввести в рацион для удовлетворения су-точной потребности организма в фосфоре?

116

3. Кальций составляет основу костной ткани и активирует дея-тельность ряда важных ферментов. Какими продуктами питания удовлетворяется потребность человеческого организма в кальции?

4. Суточная потребность организма в кальции – 0,8 г. Содер-жание кальция в коровьем молоке – 0,14 г. Вычислите массу моло-ка, достаточную для удовлетворения потребности в кальции.

5. Потребность в магнии для взрослого человека – 400 мг в день. Основной источник магния – это хлеб, крупы, фасоль, овощи, орехи. В молочных продуктах содержание магния невелико, но он находится в них в легко усвояемой форме в виде цитрата магния. Напишите формулу этого соединения. Солью какой кислоты оно является?

6. Калий в организме человека нормализует давление и регу-лирует кислотно-щелочное равновесие крови, участвует в передаче нервных импульсов, активизирует работу ферментов. Ежедневная потребность взрослого человека в этом элементе 2,5 – 5,0 г. Какой широко распространенный в нашей стране продукт питания обес-печивает поступление калия в организм человека?

7. Хлор необходим для нормальной деятельности организма человека (он участвует в образовании желудочного сока, формиро-вании плазмы, активирует ряд ферментов). Его потребность – 2 г в день. Какая масса поваренной соли содержит необходимую массу хлора?

8. Организм человека не может нормально функционировать без ионов натрия, потребность в которых составляет около 1 г в день. Но поступление натрия в организм человека составляет около 4 г в день, так как для улучшения вкусовых качеств пищу подсаливают хлоридом натрия. Какая масса хлорида натрия со-держит 4 г ионов натрия?

9. «Чтобы узнать человека надо съесть с ним пуд соли». Какой же объем бульона 0,01 молярной концентрации необходимо упот-ребить, чтобы выполнить это условие (1 пуд = 16 кг)?

10. NaCl является консервантом при концентрации w = 10 %. Рецепт засолки: 30 г соли на 1 кг огурцов. Какой объем этого рас-сола, плотность равна 1,071 г/см3, потребуется для засолки 50 кг огурцов?

117

11. Английская пословица гласит: каждый день, съедая яблоко, экономишь на враче. Мякоть яблок содержит железо, а семена – йод. Какое значение для организма человека имеют эти химиче-ские элементы?

12. В организм человека ежедневно должно поступать 0,1 – 0,15 мг йода. С этой целью поваренную соль йодируют, добавляя в нее 25 мг иодида калия на 1 кг соли. Однако при хранении йо-дированной соли йод постепенно улетучивается, поэтому срок использования йодированной соли – не более 6 месяцев. Почему происходит улетучивание йода из йодированной соли?

13. Рассчитайте объём уксусной эссенции (w = 70 %, р = 1,06 г/см3), необходимый для приготовления 0,5 л пельменного бульона эквивалентной концентрации 0,01 н.

14. Известно, что йод обнаруживают с помощью крахмала. Ес-ли поместить каплю йодной настойки на срез картофелины или краюшку белого хлеба, то можно наблюдать синее окрашивание капли реактива. Почему нельзя установить присутствие йода тем же приемом, если в качестве реактива использовать йодид калия?

15. Почему спиртные напитки не замерзают при 0 0С? Вычис-лить температуру замерзания водочной продукции, полагая содер-жание этилового спирта равным 41 % (по массе). Криоскопическая постоянная воды К = 1,86.

16. Если рН свежеприготовленного яблочного сока имеет величину равную 3,76, то чему равна молярная концентрация ионов H+?

17. В виноделии и пивоварении пользуются плавиковой кисло-той для уничтожения бактерий молочно-кислого, уксуснокислого брожения и других, нежелательных для основного процесса, бакте-рий. При добавлении к 100 л сбраживаемой жидкости 10 г 30 %-ой плавиковой кислоты, эти бактерии погибают, а бактерии спиртово-го брожения сохраняются. Рассчитать концентрацию HF в граммах на литр сбраживаемой жидкости.

18. Если в сосуд с очищенным картофелем и водой пропустить в течение 10 минут озон, получаемый в озонаторе, то после такой обработки картофель сохраняется свежим в течение месяца. Ана-логично можно консервировать фрукты и ягоды без сахара. Объяс-ните, почему это возможно.

118

Химия в сельском хозяйстве

1. Современное сельское хозяйство немыслимо без использо-

вания удобрений. Приведите формулы и названия азотных, фос-форных, калийных и комплексных удобрений, выпускаемых хими-ческой промышленностью.

2. Аммиачная селитра – минеральное удобрение, содержащее 34 % азота. Рассчитайте выход этого продукта в производстве, если на получение 18,7 тонн нитрата аммония израсходовано 19,724 л азотной кислоты с массовой долей азотной кислоты 57 % и плот-ностью 1351 кг/м3.

3. Растениями за один сезон потребляется до 75 кг азота с 1 га почвы. Какой массой аммиачной селитры можно возместить это потребление азота, если 20 % азота возвращается в почву в резуль-тате естественных процессов?

4. Коксовый газ, получаемый при коксовании углей, содержит богатый ассортимент химических веществ. Одно их них – аммиак – улавливается путем орошения газа серной кислотой. Какая масса кислоты (моногидрата) и какой объем коксового газа необходимы для получения одной тонны сульфата аммония, используемого в качестве удобрения, если содержание аммиака в коксовом газе со-ставляет 1,02 %?

5. Цианид кальция, используемый как удобрение, в почве в присутствии воды и углекислого газа образует аммиак и карбонат кальция. Написать уравнение реакции.

6. Бактериальное окисление аммиака в почве (нитрификация) протекает в две стадии: 1) аммиак окисляется до азотистой кисло-ты; 2) азотистая кислота окисляется до азотной кислоты. Далее с карбонатами почвы азотная кислота образует нитраты, которые вновь усваиваются растениями. Отразить эти превращения хими-ческими уравнениями реакций.

7. При подкормке почвы на 1 гектар внесли 50 тонн навоза, с массовой долей оксида калия 0,7 %. Какую массу калийного удоб-рения с массовой долей хлорида калия 37 % нужно было бы внести вместо навоза?

119

8. В золе древесины содержится 25 % карбоната калия. Какую массу сильвинита NaCl*KCl с w (K2O) = 18 % может заменить одна тонна золы?

9. Преципитат (фосфорное удобрение) состоит на 80 % из CaHPO4*2H2O и на 20 % из CaHPO4. Рассчитайте содержание P2O5 в этом удобрении.

10. При урожае картофеля 200 центнеров с 1 гектара из почвы уносится 375 кг азота, 96 кг оксида фосфора P2O5 и 720 кг оксида калия. Какую массу удобрений – аммиачной селитры, преципитата и хлорида калия – необходимо внести в почву для восполнения этой потери?

11. Определить содержание P2O5 в суперфосфате, приготов-ленном из фосфорита, содержащего 40 % P2O5, согласно техноло-гическому процессу по уравнению: Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 + 5H2O = (Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4) /суперфосфат.

12. Какую массу дигидрофосфата кальция содержит суперфос-фат, полученный из фторопатита состава 3Ca3(PO4)2*CaF2?

13. Применение марганца в качестве микроудобрения при норме 1 кг Mn на 1 га уменьшает поражаемость злаков головней в 33 раза. Какую массу MnSO4*4H2O необходимо внести на 40 га почвы, чтобы выдержать эту норму?

14. Образец пестицида (средство для борьбы с сельскохозяй-ственными вредителями), содержащего мышьяк массой 1,22 г, подвергли химической обработке, в результате чего мышьяк пере-вели в анион AsO4

3-. Далее его оттитровали раствором нитрата се-ребра, чтобы осадить мышьяк в виде Ag3AsO4. Каково содержание в пестициде, если титрование всего раствора, содержащего AsO4

3-, пошло 25 мл раствора нитрата серебра с концентрацией 0,102 моль/л?

15. Для дезинфекции помещений овощехранилищ от плесени домового грибка и насекомых используется сернистый газ, полу-чаемый сжиганием серы. Какую массу серы с содержанием 5 % примесей необходимо сжечь для дезинфекции помещений объемом 75 м3, если норма расхода сернистого газа составляет 1,5 г на 1 м3 объема помещения?

16. Для профилактики заболевания крупнорогатого скота ящу-ром на ведро питьевой воды (10 л) добавляют 10 г 8,5 %-ой соля-

120

ной кислоты. Рассчитайте массу 25 %-ой соляной кислоты для при-готовления 5 ведер воды.

17. Для предупреждения малокровия у поросят им с первых дней жизни дают раствор, содержащий 2,5 г железного купороса и 1 г медного купороса на 1 л воды. Рассчитайте титр раствора по каждому из названных компонентов, если плотность раствора равна 1,05 г/см3.

18. В ветеринарии в качестве глазных капель используют рас-твор алюмокалиевых квасцов с массовой долей 0,5 %. Определить массу кристаллогидрата KAl(SO4)2*12H2O, необходимую для при-готовления 750 г раствора.

19. Санэпидемнадзор допускает дезинфекцию зернохранилищ газом, образующимся при сжигании серы в расчете 24 г серы на 1 м3 помещения. Какую массу серы необходимо сжечь для дезинфекции хранилища объемом 2000 м3? Какой объем сернистого газа приве-денный к н.у., образуется при этом?

20. Препарат для борьбы с насекомыми (инсектицид), содер-жит 40 % оксида мышьяка (V). Какому содержанию гидроарсената натрия в инсектициде это соответствует?

Химия и экология

1. Статистика утверждает, что ежегодно в атмосферу выбрасы-

вается SO2 массой 100 млн тонн. Какую массу безводной H2SO4 можно получить при утилизации указанной массы газа?

2. Какую массу 100 %-ой серной кислоты, можно было бы по-лучить из дымовых газов, полученных при использовании всех за-пасов каменного угля Боготольского месторождения (6937 млн тонн) при степени улавливания диоксида серы, равной 15 %? Мас-совая доля серы в угле равна 0,8 %.

3. Определить объем (н.у.) оксида серы SO2, который будет за-грязнять атмосферу при полном сгорании запасов углей (6937 млн тонн) Боготольского месторождения КАТЭК. Массовая доля серы в угле равна 0,8 %, а степень улавливания SO2 равна 15 %.

4. Наиболее перспективными химическими методами очистки выхлопных газов от сернистого газа SO2 являются: а) поглощение известняком, б) поглощение щелочным раствором алюмината на-

121

трия, в) каталитическое окисление в присутствии V2O5. Составить уравнения соответствующих реакций.

5. Сернистый газ можно улавливать раствором гашёной извес-ти. Какая масса гидросульфита кальция образуется при очистке 8000 м3 газа с содержанием 0,15 % SO2, если степень очистки этим методом равна 85 %?

6. Сколько известняка, содержащего 5 % примесей, потребу-ется для удаления SO2 из продуктов сгорания одной тонны нефти по уравнению

CaCO3 + SO2 = CaSO3 + CO2, если содержание серы в ней составляет 0,7 % и если эффек-

тивность этого способа составляет 30 %? 7. Полтора миллиона тонн меди в год из медного колчедана

CuS. Какая масса серной кислоты обрушилась бы нам на голову при отсутствии системы улавливания SO2?

8. Мировое производство цинка составляет 6*105 т/год. Третья часть его получается из цинковой обманки ZnS пирометаллургиче-ским методом. Какой массой серной кислоты была бы загрязнена окружающая среда, если бы из технологии была исключена систе-ма улавливания SO2?

9. Одна из стадий обработки сточных вод включает процесс коагуляции. Коагулянтом служит сульфат алюминия, взаимодейст-вующий с гидрокарбонатом кальция. В качестве коагулянтов ис-пользуют также сульфаты меди (II),железа (II) и железа (III). Со-ставить уравнения реакций.

122

ПРИЛОЖЕНИЕ 2

Занимательная страничка

Минеральные вещества Неорганические вещества, содержащие химические элементы,

которые необходимы в большом количестве как строительный ма-териал (в частности скелета) для организма; жизненно важные эле-менты для человека: кальций, магний, натрий, калий, фосфор, хлор.

Таблица 10 Химический элемент Функция

Кальций Гидроксилапатит в костных тканях Натрий и калий Проведение возбуждений по нервам и

возбуждение мускулов Фосфор Гидроксилапатит в костных тканях,

эфир фосфорной кислоты в нуклеино-вых кислотах

Хлор Хлороводород в желудочной кислоте Микроэлементы Химические элементы, находящиеся в организме в незначи-

тельных количествах, но существенные для жизни. 12 микроэле-ментов являются существенными для жизни человека: железо, медь, цинк, марганец, кобальт, молибден, хром, литий, фтор, йод, селен, кремний.

Таблица 11 Химический элемент Функция Симптом дефицита

Железо В гемоглобине (транс-порт кислорода)

Анемия

Цинк В многочисленных ферментах

Нарушение роста

Фтор В тканях зубов Кариес Йод В гормоне щитовид-

ной железы (тироксин) Зоб

123

Предельно допустимые концентрации (ПДК) Максимальная концентрация вредного вещества на рабочем

месте в воздухе, которая по современному уровню знаний не ока-жет вредного воздействия на здоровье работающего и его чрезмер-но не утомит.

Таблица 12

Заражение ядовитыми тяжелыми металлами

Таблица 13 Элемент Источник Хроническое отравляющее

действие на человека Свинец Антидетонаторы,

тетраэтилсвинец, краски, аккумуляторы

Головная боль, анемия, расстройство нервной сис-темы, слабость мышц

Кадмий Антикоррозийные средства

Анемия, остеопороз

Ртуть Промышленные от-ходы

Расстройство центральной нервной системы

Вещество ПДК, мг/м3 Вещество ПДК, мг/м3 Аммиак 35 Уксусная кислота 25

Бром 0,7 Монооксид угле-

рода

33 Хлор 1,5 Диоксид серы 5

Соляная кислота 7 Диоксид азота 9 Сероводород 15

124

ЛИТЕРАТУРА

1. Соколовская, Е. М. Общая химия / Е. М. Соколовская. – М.:МГУ, 1989. – 420с.

2. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка. – Л.:Химия, 1998. – 510с.

3. Бабич, Л. В. Практикум по неорганической химии / Л. В. Бабич, С. А. Балезин, Ф. Б. Гликина. – М.: Просвещение, 1991. – 320с.

4. Васильева, З. Г. Лабораторные работы по неорганической химии / З. Г. Васильева, А. А. Грановская, А. А. Таперова. – Л.: Химия, 1986. – 288с.

5. Любимова, Н. Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии / Н. Б. Любимова. – М.: Высшая школа, 1990. – 351с.

6. Икрин, В. М. Межпредметные связи химии / В. М. Икрин, Н. Ф. Стась. – Томск: ТГУ, 2003. – 72с.

Редактор З. А. Кунашева. Подписано к печати 4.05.2006 г. Формат 60×84 1/16. Печать офсетная. Бумага офсетная. Усл. печ.л. 7,75 . Тираж 300 экз. Заказ №__________. ГОУ ВПО «Кемеровский государственный университет».

650043, г. Кемерово, ул. Красная, 6. Отпечатано в типогр. издательства «Кузбассвузиздат».

650043, г. Кемерово, ул. Ермака, 7.