Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум для СПО
.pdf
11
Состояние электрона в атоме описывается электронными и электронно-
графическими формулами, например 17Cl 1s22s22p63s23p5.
Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их
атомов.
Графическим выражением периодического закона является периодическая
система химических элементов Д.И. Менделеева.
Элементы, находящиеся: в одном периоде, имеют одинаковое количество
энергетических уровней, число которых соответствует номеру периода; в одной
группе, имеют одинаковое количество валентных электронов, число которых
равно номеру группы; в одной подгруппе, имеют одинаковую конфигурацию ва-
лентных электронов.
Взаимодействие двух и более атомов приводит к образованию устойчивой
многоатомной системы. Химическая связь, образованная путем обобществления
пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью:
Н•+•Н = Н(
•
•
)Н; Н•+
•
••
••
Cl
•
•
= Н(
•
•
)
••
••
Cl
•
•
.
Ковалентная неполярная связь образована одинаковыми атомами (H–H);
полярная связь — смещение электронной пары к более электроотрицательному
атому (H
δ+
: Clδ–).
Число ковалентных связей, которое может образовывать атом данного элемента, называется ковалентностью.
Ионная связь образуется между элементами, резко различающимися по
электроотрицательности, за счет передачи электрона более электроотрицательному атому и электростатического притяжения образующихся противоположно
заряженных ионов, например NaF.
Пример: электронная структура атома описывается формулой 1s22s22p63s1.
Определите элемент, дайте ему характеристику.
Решение: суммарное количество электронов равно 11, значит, порядковый
номер 11. Электроны расположены на трех энергетических уровнях — элемент
3-го периода, на внешнем уровне один электрон — 1-я группа. Данный элемент — натрий Na, является щелочным металлом.
Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением
степени окисления — это условный заряд атома в соединении, если считать, что
молекула состоит из ионов. Степень окисления у атомов в простых веществах
равна нулю (Н
0
2
; О
0
2
; Са0; С0), в соединениях H+1; О–2.
12
Процесс отдачи электронов — окисление, вещество — восстановитель;
процесс присоединения электронов — восстановление, вещество — окис-
литель.
Элемент с низшей степенью окисления может быть только восстановите-
лем. Элемент, имеющий высшую степень окисления, может быть только окисли-
телем. Элемент с промежуточной степенью окисления может быть как окисли-
телем, так и восстановителем.
Классификация окислительно-восстановительных реакций:
1. Межмолекулярные: окислитель и восстановитель находятся в разных ве-
ществах:
3Cu + 8HNO
3(разб.)
= 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
2
e2
0
CuCu
+
−
⎯⎯→⎯
3
2
e3
5
NN
+
+
+
⎯⎯→⎯
2
2. Внутримолекулярные: степени окисления изменяют атомы разных эле-
ментов одного и того же вещества:
2КСl+5O
–2
3
= 2КСl–1 + 3O
0
2
.
Cl+5
⎯⎯ →⎯
+6e
Cl–1 2
2O–2
⎯⎯ →⎯
− e4
O
0
2
3
3. Диспропорционирование (самоокисление — самовосстановление): сте-
пень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается:
3Cl
0
2
+ 6КОН = 5КСl + КСlO3 + 3Н2O.
Сl
0
⎯⎯ →⎯
− e5
Сl
+5
1
Сl
0
⎯→⎯
+e
Сl–1 5
Составление окислительно-восстановительных реакций проводят мето-
дом электронного баланса. Он основан на уравнивании числа отданных и при-
нятых электронов, исходя из изменения степеней окисления атомов.
Пример: решить окислительно-восстановительную реакцию методом
электронного баланса. Определить молярную массу эквивалента окислителя.
13
Решение: K+Mn+7O
2
4
−
+ Na+N+3O
2
2
−
+ H
+
2
S+6O
2
4
−
→ K
+
2
S+6O
2
4
−
+ Mn+2(SO4)–2 +
+ Na+N+5O
2
3
−
+ H
+
2
O–2.
Mn+7 + 5
-
e
→ Mn
2+
5
2
восстановление, окислитель
10
N+3 – 2
-
e
→ N+5
2
5
окисление, восстановитель
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5NaNO3 + 3H2O.
Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе метода количественного определения компонентов в пищевых системах (редоксиметрия),
например йодометрический метод определения лактозы в молоке и молочных
продуктах. Процессы окисления-восстановления лежат в основе порчи пищевых
продуктов.
Задания для самоконтроля
1. Дайте характеристику элементарных частиц.
2. Приведите формулировку периодического закона Д.И. Менделеева.
3. Дайте определение: химическая связь. Приведите примеры.
4. Дайте определение: окислительно-восстановительная реакция, окисле-
ние, восстановление; окислитель, восстановитель. Приведите примеры.
Практическая часть
1. Напишите графическую формулу соединения, электронные формулы
выделенных элементов; определите типы химических связей, ковалентность,
степень окисления элементов в соединении; дайте название: HClO3, K2SO4,
NaMnO4, H2WO4, CaHPO4, KHCO3, I2O7, AlBO3, HAsO3, K2MnO4, KBrO,
H2Cr2O7, SO3, Al(ОН)3.
2. Решите окислительно-восстановительные реакции методом электрон-
ного баланса, укажите окислитель, восстановитель:
1) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
2) MnSO4 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O;
3) P2O3 + HClO3 + H2O → H3PO4 + HCl;
4) Cr2O3 + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + H2O.
14
1.3. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
В зависимости от агрегатного состояния веществ все реакции делятся на
гомогенные — реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии; гетерогенные — реагирующие вещества находятся в разных агрегатных
состояниях.
Скорость химической реакции — число элементарных актов реакции,
происходящих в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций
или на единице поверхности раздела для гетерогенных реакций, измеряется изменением концентрации любого реагента в единицу времени:
)/(
t
C
секмоль
=
(моль/с).
Закон действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна про-
изведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов:
аА + bВ = dD + еE;
= k × [A]a × [B]b,
где k — коэффициент скорости реакции, не зависит от концентрации реагирующих веществ; характеризует скорость реакции при концентрации реагирующих
веществ, равных 1 (моль/л);
[A] и [B] — концентрации веществ А и В;
а, b — стехиометрические коэффициенты.
Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением
Вант-Гоффа:
10
T
T
12
1
2
TT −
=
,
где — температурный коэффициент;
Т
1
и Т2 — температура реакционной смеси;
1
T
и
2
T
— скорости реакции при Т1 и Т2.
15
Пример: определите, как изменится скорость реакции 2NO + O2 ↔ 2NO2,
если общее давление в системе уменьшить в 5 раз.
Решение: уменьшение давления в системе в 5 раз вызовет увеличение объ-
ема системы в 5 раз, а концентрация реагирующих веществ уменьшится в 5 раз.
Начальная скорость реакции равна:
2
2
1 ONO
ССk =
.
После уменьшения давления в 5 раз:
12555
22
2
2
2
ONOO
NO
CC
k
C
C
k
=
=
.
Скорость реакции уменьшилась в 125 раз.
По направлению протекания реакции делят на необратимые — протекают
до конца, до полного израсходования одного из реагирующих веществ; обратимые — протекают не до конца, ни одно из реагирующих веществ не расходуется
полностью. Большинство химических реакций являются обратимыми.
Химическое равновесие — состояние системы реагирующих веществ, ко-
гда состав и свойства системы не меняются в течение длительного времени.
В этот момент скорости прямой и обратной реакций станут равны:
→
=
←
.
Константа химического равновесия — отношение произведения равно-
весных концентраций, продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов:
âa
ed
BA
ED
][][
][][
k
k
=
→
;
p
k
k
k
=
→
;
âa
ed
p
BA
ED
k
][][
][][
=
.
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, ока-
зать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в сторону процесса,
уменьшающего данное воздействие.
Пример: реакция протекает по уравнению 4НCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2. В сто-
рону какой реакции сместится химическое равновесие, если концентрации всех
реагирующих веществ увеличить в 3 раза?
Решение: начальные скорости прямой и обратной реакции:
2
4
1 OHClпрям
ccК=
,
22
2
22
ClOHобр
ccK=
.
16
После увеличения концентраций скорость прямой реакции станет:
,2433)3()3(
222
4
1
4
1
54
1 oHClOHClOHClпрям
ccKccKccK ===
т. е. возрастет в 243 раза.
Скорость обратной реакции:
,813)3()3(
22
2
22
2
42
l
2
2
222222
ClOHCjOHСОHобр
ccKccKccK ===
т. е. возрастет в 81 раз.
Следовательно, равновесие реакции сместится в сторону прямой реакции.
Изменение внешних факторов позволяет регулировать скорость химиче-
ских реакций и смещать равновесие химического процесса в нужном направлении.
Например, понижение температуры уменьшает скорость химической реак-
ции, поэтому для предотвращения порчи продуктов их хранят при низких температурах; смещение равновесия обратимой реакции получения фруктового
эфира — основа фруктовой эссенции, используемой в качестве ароматизатора
в пищевой промышленности, достигается выводом продукта реакции из реакционного объема методом перегонки.
Задания для самоконтроля
1. Приведите формулировку закона действующих масс.
2. Приведите уравнение Вант-Гоффа.
3. Дайте определение: химическое равновесие.
4. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.
Практическая часть
1. Как изменится скорость прямой и обратной реакций в системе NO
(г)
+
+ О
2(г)
↔ NO
2(г)
, если увеличить объем в 2 раза?
2. Температурный коэффициент некоторой реакции равен 3. Как изменятся
скорость и продолжительность протекания данной реакции, если температуру
понизить на 20 °С?
17
3. Укажите внешние воздействия (давление, температура, объем, концен-
трация, катализатор) на равновесную систему для смещения равновесия в сторону продуктов реакции:
1) N
2(г)
+ H
2(г)
↔ NH
3(г)
, ∆Н° < 0;
2) СО
2(г)
+ С
(т)
↔ СО
(г)
, ∆Н° > 0;
3) NО
(г)
+ О
2(г)
↔ NО
2(г)
, ∆Н° > 0;
4) SO
2(г)
+ Сl
2(г)
↔ SO2Сl
2(г),
∆Н° < 0;
5) РСl
5(г)
↔ РСl
3(г)
+ Сl
2(г)
, ∆Н° > 0.
1.4. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ИОНООБМЕННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ
Растворы — гомогенные системы, состоящие не менее чем из двух ком-
понентов: растворителя и растворенного вещества.
Растворенными веществами при одинаковом агрегатном состоянии ком-
понентов обычно считаются компоненты, находящиеся в недостатке, в то время
как компонент, находящийся в избытке, считается растворителем.
Количество растворенного вещества в растворе называется концентра-
цией.
Массовая доля растворенного вещества (w%) выражается отношением
массы растворенного вещества к массе раствора:
%100
m
m
w
раствора
вещества
=
;
,Vm
раствора
=
где
V — объем раствора, мл;
— плотность раствора, г/мл.
Молярная концентрация раствора показывает количество моль раство-
ренного вещества в объеме раствора:
)/(
VM
m
c
раствор авещества
вещества
лмоль
=
.
18
Молярная концентрация эквивалента (нормальность раствора) показы-
вает количество моль-эквивалентов растворенного вещества в объеме раствора:
)/(
VM
m
растворавещества э
вещества
лмольс
э
=
.
Титр показывает количество грамм растворенного вещества в 1 мл рас-
твора:
)/(
V
m
раствора
ва-в
млгТ =
.
Моляльная концентрация (моляльность) — число моль растворенного
вещества n(В), содержащихся в 1 кг растворителя (ma = 1 кг = 1 000 г):
С
m
(В) = n(B) / m(A) (моль/кг или моль/1 000 г).
Пример: в 1 кг воды растворено 198 г серной кислоты, плотность получен-
ного раствора — 1,11 г/см3 (1,11 г/мл). Найти:
а) массовую долю H2SO4;
б) молярную концентрацию;
в) молярную концентрацию эквивалента;
г) титр.
Решение: 1) m
р-ра
= m
(H2O)
+ m
(H2SO4)
; m
р-ра
= 1 000 г + 198 г = 1 198 г;
2) V
р-ра
=
.079,11079
/11,1
1198
m
ра-р
лмл
млг
г
===
млг
мл
г
Т
V
m
Т
SO
рар
SOH
SO
/1953,0
1079
198
;
4
2
H
42
42
H
===
−
;
3)
мольг
SO
/98M
42
H
=
;
лмоль
л
г
VM
С
м ол ьг
SO
SO
/87,1
98079,1
198
m
)/(
H
H
42
42
=
=
=
;
4)
мольг
мольг
M
SOH
SO
/49
2
/98
2
M
42
42
эH
===
;
лмоль
л
г
VM
С
мол ьг
SOэ
SO
э
/74,3
49079,1
198
m
)/(
H
H
42
42
=
=
=
.
19
Электролитическая диссоциация — распад вещества на ионы под дей-
ствием молекул растворителя: H2SO4 ↔ 2H+ + SO
4
2–
; NaOH ↔ Na+ + OH–.
Количественно процесс электролитической диссоциации характеризуется
степенью диссоциации (α) и зависит от природы вещества, концентрации, тем-
пературы:
%100
,
=
молекулчислообщее
ионынаяраспавшихсмолекулчисло
;
%100
)(
=
общуюс
ированныхпродиссоцис
.
Все электролиты делятся на сильные и слабые.
К сильным электролитам относятся (α ≈ 1) сильные кислоты HCl, HBr, HI,
H2SO4, HNO3, HClO4; сильные основания: гидроксиды щелочных металлов,
Ca(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2; соли.
Процесс электролитической диссоциации слабых электролитов (α ≤ 1) ха-
рактеризуется константой равновесия — константой диссоциации (прил. 2):
CH3COOH ↔ CH3COO– + H+;
СООНСН
НСООСН
К
д
3
3
+−
=
.
Связь между константой диссоциации и степенью диссоциации выража-
ется законом разбавления Оствальда:
;
2
сК
д
=
с
К
д
=
.
Концентрацию ионов рассчитывают по формуле:
С
иона
= С × α × n,
20
где С — молярная концентрация раствора;
α — степень диссоциации;
n — число ионов.
Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между
ионами, в них не изменяется степень окисления, их называют ионообменными.
Они являются необратимыми в случае образования соединений: малораствори-
мых; малодиссоциирующих; газообразных; комплексных.
Сначала записывают молекулярное уравнение реакции, затем — полное
ионное уравнение с учетом растворимости и диссоциации. Из обеих частей этого
уравнения исключают одинаковые ионы. Получают сокращенное ионное уравнение, оно отражает истинный химизм данного взаимодействия:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl;
Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + SO
−2
4
= BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl–;
Ba2+ + SO
−2
4
= BaSO4.
Пример: степень диссоциации 0,1 М раствора уксусной кислоты — 1,34 %.
Вычислить константу диссоциации кислоты и концентрацию ионов водорода
в растворе.
Решение: СН3СООН ↔ СН3СОО– + Н+.
К
д
= с × α2 = 0,1 × (1,34 × 10–2)2 = 1,8 × 10–5.
)/(1034,1101,340,1n
3-2
)(
лмольСС
Н
−
===
+
.
В практике лабораторного анализа используют растворы реагентов определенной концентрации, например в титриметрическом методе применяют молярную концентрацию эквивалента реагентов. Контроль концентрации раствора
поваренной соли по плотности позволяет регулировать посол сыров в солильных
бассейнах.
Задания для самоконтроля
1. Приведите различные виды концентраций раствора: массовая доля; мо-
лярная; молярная эквивалента; титр; моляльная.
2. Дайте определение: электролитическая диссоциация; степень и кон-
станта диссоциации.
3. Сформулируйте закон Оствальда.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]