Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общие закономерности химических процессов. Учебное пособие
.pdf
⋅
Задача 1.26. Одним из примеров ионных реакций в природе является
образование сталактитов и сталагмитов в пещерах, когда природная вода под
действием углекислого газа растворяет известняк (карбонат кальция), а затем
идет обратная реакция и формируются минеральные “сосульки” в виде
сталактитов и сталагмитов.
Напишите соответствующие реакции и рассчитайте, какое количество
углекислого газа расходуется на образование 1 г сталактита.
Решение: Рассмотрим протекающие реакции при растворении и осаждении
карбоната кальция:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
при растворении карбоната кальция образуется растворимый гидрокарбонат
(карстовый процесс). По мере накопления гидрокарбонат–ионов в растворе,
вследствие его диссоциации, образуются ионы СО
2-
, что и приводит к
3
осаждению карбоната кальция:
2+
Сa
+ СО
На моль карбоната кальция расходуется 22,4 л СО
образуется также 1 моль СаСО
2-
= CaCO
3
↓
3
, а в обратной реакции
2
, следовательно, на 1 г прироста массы
3
минеральных “сосулек” расходуется:
4,224,221
224,0
=
V л СО
CO
2
M
CaCO
3
100
==
2
Кислоты как электролиты. Кислоты часто используются в качестве
электролитов; например, в свинцовом кислотном аккумуляторе (для
автомобилей) содержится 25%-ный раствор серной кислоты, выполняющей роль
электропроводящей жидкости и участвующей в химических реакциях
генерирования свободных электронов.
Задача 1.27. Серная кислота в автомобильном аккумуляторе имеет плотность
1,2 г/см3. Какова массовая доля серной кислоты в этом растворе? Сколько мл
96%-ной серной кислоты нужно взять для приготовления 1 л аккумуляторной
кислоты?
Решение: Из справочника химика находим, что плотности раствора серной
кислоты 1,2 г/см
находим, что в 1 л 96%-ной серной кислоты содержится 1762 г H
3
соответствует ее массовая доля 25%. Из того же справочника
.
2SO4
1 л 25% серной кислоты имеет массу: 1000 мл·1,2 г/мл = 1200 г.
В этом количестве 25%-ного раствора содержится:
1200·0,25 = 300 г H
2SO4
В 1 мл 96%-ной серной кислоты содержится 1,762 г ее, следовательно, для
приготовления 1 л 25%-ного раствора серной кислоты необходимо взять:
V = 300 г/1,762 г/мл = 170 мл
Воды при этом нужно взять: 1000 -170 = 830 мл.
Все кислоты проявляют окислительные свойства, т.к. содержащиеся в них
ионы водорода способны принимать электроны, отдаваемые, например,
активными металлами:
31
2H+ + 2e = H
⋅
⋅
Fe + 2HCl = FeCl2 + H
M° - 2e = M
2+
↑
2
↑
2
Окислительными свойствами могут обладать анионы многих кислот, в этом
случае окислителем является анион кислоты, например,
2-
SO
+ 4H+ + 2e = SO
4
↑ + 2H
2
2
O
Вы обратили, вероятно, внимание, что по железной дороге перевозят
стальные цистерны, на которых написано ‘”серная кислота”; почему при этом
цистерны не разрушаются?
Ответ на этом вопрос дают свойства концентрированной серной кислоты.
Именно ее перевозят в железнодорожных цистернах. Концентрированная серная
кислота практически не диссоциирует на ионы и по отношению к железу ведет
себя как окислитель через анион SO
2-
, при этом соль железа не образуется, а
4
образуется его оксид:
2Fe + 3H2SO
= Fe2O3 + 3SO
4(к)
↑ + 3H
2
2
O
Образовавшаяся пленка оксида железа и защищает металл от разрушения.
Задача 1.28. Рассчитайте, какое количество серной кислоты расходуется для
формирования защитной оксидной пленки толщиной 1 мм при первичном
заполнении цистерны, если внутренняя поверхность цистерны около 100 м
плотность оксида железа составляет 1,3 г/см
3
.
2
Решение: Масса образовавшегося оксида железа равна его объему,
умноженному на плотность. 1м
m
OFe
32
Согласно приведенному выше уравнению реакции на 1 моль Fe
2
= 10000 см2, тогда
5
т.е. 130 кг.
103,11,03,110000100
⋅=⋅⋅⋅=
2O3
расходуется 3 моля серной кислоты, следовательно:
m
M
SOH
42
=
SOH
2
4
M
=
OFe
32
983130
⋅⋅
239
=
7,159
кг
3130
Видно, что первоначально железнодорожная цистерна требует для
формирования защитной пленки 240 кг концентрированной серной кислоты, т.е.
незначительную часть от загрузки цистерны (60 тонн).
Задача 1.29. Рассчитайте, какое количество хлористого водорода выделится
при взаимодействии суточной нормы хлорида натрия для человека – 7 г – с
избытком концентрированной серной кислоты?
Решение: Составляем уравнение реакции:
2NaClкр + H2SO
4 (конц.)
= Na2SO4 + 2HCl
На 2 моля хлорида натрия выделяется 44,8 л HCl, следовательно, на 7 г соли
выделится:
8,447
68,2
=
V л.
HCl
=
5,582
⋅
,
Основания как электролиты. Сильные основания – щелочи – широко
используются в технике, например, в щелочных аккумуляторах. В железо –
32
никелевом щелочном аккумуляторе используется в качестве электролита 40%-
18
69
−
ный раствор КОН.
Задача 1.30. Рассчитайте количество КОН, которое необходимо взять для
приготовления 1 л 40%-ного раствора КОН, плотность 1,23 г/см
3
.
Решение: Масса 1 л такого раствора составляет:
1000·1,23 = 1230 г.
Следовательно, масса КОН равна:
1230·0,4 = 492 г.
Объем воды для приготовления раствора равен:
1230 – 492 = 738 мл.
Соли как электролиты.Отличительной особенностью солей является то,
что они в растворах полностью распадаются на ионы (катионы и анионы), т.е.
являются сильными электролитами.
Задача 1.31. При выпечке из пресного теста хозяйки добавляют в него
немного соды и уксуса. Определите, какое количество соды необходимо взять на
1 дм3 теста, чтобы объем пузырьков газа в нем составил 20%. Плотность теста 1
3
г/см
.
Решение: Карбонат анион СО
2-
взаимодействует с ионами водорода
3
уксусной кислоты:
2-
СО
т.е. на 1 моль соды (Na
+ 2Н+ = H2O + CO
3
↑
2
) образуется 22,4 л СО2.
2CO3
Необходимый объем пузырьков составляет 0,2 л, а количество соды,
необходимое для их образования, составит:
M
CONa
32
m г.
CONa
32
==
4,22
2,0106
⋅
4,22
946,0
=
Задача 1.32. При производстве колбасы для придания розового цвета мясным
изделиям используется нитрит натрия NaNO
, который не безвреден для
2
организма. На 1 кг колбасы применяют приблизительно 0,37 г этой соли.
Для контроля содержания соли в колбасе получили водную вытяжку этой
соли; в 15 г раствора содержится 4,8·10
23
атомов кислорода. Определите
концентрацию нитрита натрия в этой вытяжке.
Решение: Атомы кислорода содержатся как в нитрите натрия (2 атома), так и
в молекулах воды (1 атом).
Примем за Х – количество граммов растворенной соли, тогда 15-Х это
количество г Н2О. Составим простое уравнение, показывающее мольные доли
каждого вещества и количество атомов кислорода в них. Моль нитрита натрия –
г, моль Н2О = 18 г.
69
Тогда:
15
1002,62
+⋅⋅⋅
XX
232323
108,41002,6
⋅=⋅⋅
(6,02·1023 - число Авогадро)
33
Сокращая общий множитель, получим:
15
⋅
0,174Х + 5,016 – 0,334Х = 4,8
0,16Х = 0,216
Х = 1,35 г.
В 15 г раствора содержится 1,35 г соли, следовательно, ее концентрация
равна:
10035,1
%9
=
Полученный экстракт представляет собой 9% раствор NaNO
2
Задачи для самостоятельного решения.
1.33. Как получить гидроксид магния, исходя из магния, кислорода и воды?
Напишите уравнения реакций. Можно ли подобным путем получить гидроксид
меди?
1.34. Если кипятить магний с водой, подкрашенной лакмусом, то фиолетовая
окраска раствора изменяется на синюю. Напишите уравнения соответствующих
реакций.
1.35. Натронная известь представляет собой смесь гидроксидов натрия и
кальция. На чем основано применение этой смеси для поглощения углекислого
газа? Напишите уравнения соответствующих реакций.
1.36. М.В.Ломоносов впервые установил отличие между явлениями
растворения металлов в кислотах и растворением солей в воде. В чем именно оно
заключается?
1.37. Смесь оксида меди (II) с медью обработали избытком соляной кислоты
и профильтровали. Что осталось на фильтре и что перешло в раствор? Ответ
поясните.
1.38. Как, исходя из железа и имея все необходимые реактивы, получить
гидроксид железа (II). Напишите уравнения реакции.
1.39. Приведите примеры образования кислот из: а) двух жидких веществ; б)
газообразного и жидкого вещества; в) твердого и жидкого веществ.
1.40. Приведите примеры образования солей из: а) двух газообразных
веществ, б) двух твердых веществ; в) газообразного и твердого веществ.
1.4. Кислотно-основное взаимодействие.
Важнейшим типом химических реакций являются реакции переноса протона,
которые относятся к реакциям кислотно-основного типа. Они весьма
распространены, поэтому остановимся на них подробнее.
Впервые научно кислотно-основное взаимодействие было описано
С.Аррениусом (1887г.), разработавшим теорию электролитической диссоциации.
По Аррениусу кислота - это электролит, который при ионизации в растворе
образует ионы водорода Н
+
, а основание - ионы гидроксила ОН-. При этом любые
34
реакции взаимодействия кислот и оснований приводят к образованию слабого
основными и кислотными соединениями, например, оксидами:
электролита- воды:
2 KOH+H2SO4= K2SO4+2H2O
NaOH+ HNO3= NaNO3+H2O
Ca(OH)2+2HCl= CaCl2+2H2O
В ионном виде все реакции нейтрализации можно записать, как
взаимодействие ионов водорода и ионов гидроксила: H
+
+ OH- = H2O.
Вторым столь же определенным признаком реакций нейтрализации является
образование солей из катиона основания и аниона кислоты. Поэтому к
взаимодействию кислотно-основного типа относятся также реакции между
Na2O + SO3 = Na2SO4
основание кислота соль
С точки зрения Аррениуса трудно объяснить взаимодействие газообразного
аммиака и хлористого водорода:
NH3 (г) + HCl (г) = NH4Cl
Или взаимодействие кислот между собой
HNO3 + HСlO4 = H2NO3 + ClO
-
4
Для объяснения таких реакций была разработана более общая теория
кислотно-основного взаимодействия- протолитическая (Брэнстед, 1923 г.).
Согласно этой теории любое кислотное-основное взаимодействие сводится к
переносу протона, действительно:
NH3 + H+ = NH
+
акцептор протона- основание
4
HCl –H+ =Cl- донор протона- кислота
Однако при кислотно-основном взаимодействии и перенос протоно тоже не
обязателен, например, образование солей из кислотных и основных оксидов. По
этой причине была разработана электронная теория кислотно-основного
взаимодействия (теория Льюиса, 1924 г.), которая формулирует понятие
кислотного соединения как акцептора электронной пары, а основного
соединения, как донора электронной пары, например:
H2O: + SO3 = H2SO4
основание кислота
Все теории не противоречат, а лишь взаимно дополняют друг друга.
2e
H+ + :OH- = H2O по Аррениусу
Н+
к-та осн.
перенос протона по Брэнстеду
перенос электронной пары по Льюису
Если пользоваться теорией Льюиса, то к кислотно-основному
взаимодействию можно свести огромное большинство химических процессов, в
том числе и процессы комплексообразования.
35
1.5. Комплексообразование.
Образование аммиакатов, например, аммиакта меди(II) о котором
упоминалось выше, является типичным случаем комплексообразования и
донорно-акцепторного взаимодействия.
Комплексные соединения весьма многообразны. Согласно определению
А.А.Гринберга комплексными называются соединения, в узлах кристаллических
решеток которых находятся сложные ионы, способные к самостоятельному
существованию в растворах. Сложный ион состоит из центрального атома (ц.а.)комплексообразователя и связанных с ним молекул или ионов (лигандов).
Лиганды также способны к самостоятельному существованию в растворах.
Внутренняя сфера внешняя сфера
[ Cu (NH3)4 ] Cl2
ц.а. лиганд к.ч.ц.а.
За последние десятилетия наука о комплексных соединениях развивается
очень быстро. Получена обширная информация о свойствах и строении
комплексных соединений. Связь строения комплексов с их реакционной
способностью может служить удобной моделью при изучении свойств различных
веществ.
По характеру электрического заряда различают анионные, катионные и
нейтральные комплексы. Катионный комплекс можно рассматривать как
образованный в результате координации вокруг положительного иона
нейтральных молекул (H
O, H3N и др.) Молекулы H2O и H3N в номенклатуре
2
комплексных соединений называют –аква- и –аммин соответственно:
[Al(OH
2)6
]Cl
3
- трихлоридгексаакваалюминия, или хлорид
гексаакваалюминия(III)
[Zn(NH3)4]Cl2 - дихлоридтетраамминцинка, или хлорид тетраамминцинка(II)
Соединения, содержащие амминкомплексы, называются аммиакатами, а
содержащие аквакомплексы- гидратами.
В роли комплексообразователя в анионном комплексе выступает атом с
положительной степенью окисления (положительный ион), а лигандами являются
атомы с отрицательной степенью окисления (анионы). Отрицательный заряд
комплекса отражают добавлением к латинскому назаванию
комплексообразователя суффикса –ат, например:
K2[BeF4] - тетрафторобериллат (II) калия
K[Al(OH)4] - тетрагидроксоалюминат (III) калия
Na2SO4 - тетраоксосульфат (VI) натрия
Нейтральные комплексы образуются при координации вокруг атома молекул,
а также при одновременной координации вокруг положительного ионакомплексообразователя отрицательнгых ионов и молекул. Например:
[Pt(NH
[Ni(CO)
3)2Cl2
]- дихлородиамминплатина (II)
]- тетракарбонил никеля
4
[Cr(C6H6)2]- дибензолхром
36
Электронейтральные комплексы, следовательно, являются комплексными
соединениями без внешней сферы. Роль комплексообразователя может играть
любой элемент периодической системы. Лиганды могут занимать в
координационной сфере одно или несколько мест, т.е. соединяться с
центральным атомом посредством одного или нескольких атомов. По этому
признаку различают монодентатные, дидентатные, тридентантные, …,
полидентантные лиганды (от лат. dentalus- имеющий зубы). Примерами
монодентантных лигандов являются ионы Cl
др. К бидентантным относится, например, молекула этилендиамина H
-
, F-, OH-, молекулы H3N, H2O, CO и
N-CH2-
2
CH2-NH2 (сокращенное название его en). Комплексы с полидентантными
лигандами называются хелатными (или клешневидными, от греч. сhelate клешня). Ниже приведены нехелатный и хелатный комплексы меди (II):
2+
2
2
H3N
Cu
H3N
[Cu(NH3)4]
NH
2+
3
NH
3
2+
H2C
H2N
Cu
H2C
H2N
NH
[Cu(en)2]2+
NH
CH
2
CH
2
В качестве бидентантных лигандов часто выступают также ионы CO
2-
3
, SO
2-
4
и им подобные:
H3N
H3N
NH
Co
NH
NH
Co
NH
3
O
SO
O
3
3
NH
NH
3
+
3
3
H3N
H3N
+
2
Для объяснения образования и свойств комплексных соединений в настоящее
время применяют ряд теорий, в том числе и теорию валентных связей.
Образование комплексов теория валентных связей относит за счет донорноакцепторного взаимодействия комплексообразователя и лигандов. Так,
образование тетраэдрического иона [BeF
]2- можно объяснить следующим
4
образом.
Be
2+
2s
2p
sp3 - гибридизация
Ион Be
2+
, имеющий свободные 2s- и 2p-орбитали является акцептором четырех
электронных пар, предоставляемых фторид-ионами:
37
2-
2+
Be
+ 4 : F
акцептор донор
F
-
F
F
Be
F
тетрафторобериллат (II)
ион
Таким же образом можно сказать, что при взаимодействии иона Cr
3+
3d 4s 4p
Cr3+(d3)
d2sp3 - гибридизация
С молекулами воды образуется октаэдрический комплексный ион [Cr(OH
OH
3+
Сr
+ 6 : OH
акцептор донор
2
H2O
OH
Cr
2
H2O
OH
OH
2
3
2
2
2)6
]3+:
гексааквахром(III)-ион
Октаэдрические комплексы образуются также при взаимодействии иона Cr3+
c фторид-, гидроксид и другими ионами:
3+
Сr
+ 6 : F
акцептор донор
3+
Сr
+ 6 : OH
акцептор донор
F
F
-
Cr
F
F
гексафторхромат(III)-ион
OH
HO
-
OH
Cr
HO OH
OH
гексагидроксохромат(III)-ион
F
F
3-
3-
38
NH
3+
Сr
акцептор донор
+ 6 : NH
3
Cr
NH
NH
NH
3
H3N
3
H3N
гексаамминхром(III)-ион
3+
3
3
Если взглянуть на процессы комплексообразования с точки зрения кислотно-
основного взаимодействия, то комплескообразователь всегда проявляет
кислотные свойства, будучи акцептором электронных пар (согласно теории
Льюиса), а лиганды будучи донорами электронных пар выступают в роли
олснований.
Комплексные соединения широко распространены в природе, играют важную
роль в биологических процессах. Достаточно упомянуть хелатные комплексы-
гемоглобин крови (комплексообразователь Fe
2+
) и хлорофилл зеленых растений
(комплексообразователь Mg2+). Комплексные соединения находят самое
разнообразное практическое применение. Так, образование хелатных комплексов
используется при умягчении жесткой воды и растворении камней в почках;
важнейшую роль играют комплексные соединения в аналитической практике,
производстве металлов и т.д.
Рассмотренные случаи кислотно-основного взаимодействия, как и частный
случай такого взаимодействия- процессы комплексообразования,
характеризуются отсутствием изменения степеней окисления химических
элементов. Если же химическое взаимодействие сопровождается изменением
степеней окисления химических элементов, то это уже другой тип
взаимодействия, а именно- окислительно-восстановительные процессы. Конечно,
и окислительно-восстановительные реакции можно свести к кислотно-основному
взаимодействию, например:
0 0 +1 -1
2 Na + Cl2 = 2 NaCl
основ. к-та
Образование хлорида натрия (соли) в этой реакции можно интерпретировать,
как результат взаимодействия основания- металлического натрия и кислоты
(газообразного хлора), однако, удобнее этот тип реакций выделить в отдельную
группу.
Задачи для самостоятельного решения
1.41. Приведены примеры комплексных соединений: [Zn(OH2)4]Сl2;
К
[Zn(OH)4] ; K3[FeF6]; [Cr(NH3)3(OH2)3]Cl3 . Определите заряд комплексного
2
иона, степень окисления и кеоординационное число ионакомплексообразователя. Назовите эти соединения.
1.42.
Составьте формулы и приведите названия комплексных соединений
хрома(III), для которых координационное число равно 6, а лигандами являются:
Н2О, Н
N, F-, ОН-.
3
39
1.43. Почему безводный сульфат меди(II), медный купорос и аммиакат
меди(II) имеют разную окраску?
Прикладные вопросы использования окислительно-восстановительных
реакций рассмотрим на примере процессов коррозии металлов, защиты от
коррозии и их электрообработки.
1.6. Окислительно-восстановительные реакции.
Итак, степени окисления элементов изменяются при окислительно-
восстановительных реакциях. Изменений степеней окисления элементов
происходит за счет перехода электронов или атомов от одних частиц к другим.
Например, при вытеснении цинком меди из раствора ее соли
CuSO4(р) + Zn(к) = Cu(к) + ZnSO4(р)
электроны от атомов цинка переходят к атомам меди:
Cu2+(р) + Zn(к) = Cu(к) + Zn2+(р)
Процесс потери частицей электронов называется окислением, а процесс
присоединения электронов - восстановлением. В реакциях эти два процесса
протекают одновременно - одни частицы окисляются, другие восстанавливаются.
Следовательно, окислительно-восстановительные процессы представляют собой
единство двух противоположных процессов. Вещества, присоединяющие
электроны, называются окислителями, а вещества, теряющие электроны -
восстановителями. В приведенном примере Cu
2+
- окислитель, а Zn -
восстановитель:
Cu2++2e = Cu; Zn-2e = Zn2+
В этой реакции медь понижает степень окисления, а цинк - повышает.
В качестве примера окислительно-восстановительной реакции с переходом
атомов можно рассмотреть следующий процесс:
NO
-
(р) + HСlO(р) = NO
2
-
(р) +HCl (р)
3
Установлено, что эта реакция осуществляется по следующему механизму:
_
+ HCl
NO
-
+ HClO
2
O
O
N
H
.....
O-Cl
O
O
N -O
H
...
Cl
O
N -O
O
Как видно из приведенной схемы, атом кислорода молекулы HСlO переходит в
состав NO
хлора понижается. В этой реакции HClO играет роль окислителя, а NO
—
аниона. В результате реакции степень окисления азота повышается, а
3
-
-
2
восстановителя.
Таким образом, можно дать следующее обобщенное определение окислителя
и восстановителя: вещество, в состав которого входит элемент, повышающий
степень окисления называют восстановителем, а вещество, в состав которого
входит элемент, понижающий степень окисления называют окислителем.
Понижение и повышение степени окисления происходят одновременно и
обуславливают друг друга.
40
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]