Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Сборник задач по химии. Учебное пособие
.pdf
Контрольные вопросы
1. Что такое химическая связь?
2. Какие существуют основные типы химической связи?
3. Какая связь называется ковалентной?
4. Когда ковалентная связь образуется по донорно-
акцепторному механизму?
5. Что такое донор и акцептор?
6. Какие электроны называются валентными?
7. Где расположены валентные электроны у элементов
главных и побочных подгрупп?
8. Что такое σ- и π – связь?
9. Какая связь называется полярной и неполярной? Приве-
дите примеры.
10. Что такое кратность, длина и энергия связи?
11. Что такое гибридизация валентных орбиталей?
12. Какую форму имеет гибридная орбиталь?
13. Почему связь с участием гибридных орбиталей более
прочная, чем связь с участием негибридных орбиталей?
14. Какие типы гибридизации соответствуют линейным,
треугольным и тетраэдрическим формам молекул?
15. Почему происходит отклонение валентного угла от тетраэдрического в молекулах воды и аммиака?
16. Молекулы каких веществ неполярные, а каких полярные?
17. Что является мерой полярности молекул?
18. Что такое диполь?
19. Что такое электрический момент диполя?
20. Что такое электроотрицательность?
21. Для чего применяется электроотрицательность?
22. Как изменяется электроотрицательность элементов в
периодах и группах периодической системы элементов?
23. Какая связь называется ионной?
24. Что называют ионами?
25. В чем различие между ковалентной и ионной связями?
26. Что такое степень окисления?
27. Чему равна алгебраическая сумма степеней окисления
всех элементов в соединении?
71
ГЛАВА 4. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
И ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИХ ПРОТЕКАНИЯ
4.1. Классификация химических реакций
Химические реакции классифицируют по различным
признакам. Рассмотрим некоторые из них.
1. По признаку изменения числа исходных и конечных
веществ реакции подразделяют на следующие типы: соединения,
разложения, замещения и обмена.
Реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество, называются реакциями
соединения: HCl + NH3 = NH4Cl.
Реакции, в результате которых из одного вещества образуется нескольких новых веществ, называются реакциями разложения: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.
Реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы
одного из элементов сложного вещества, называются реакциями
замещения: Pb(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb.
Реакции, в результате которых два вещества обмениваясь
своими составными частями, образуют два новых вещества,
называются реакциями обмена: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.
2. По признаку изменения степени окисления элементов,
входящих в состав реагирующих веществ, выделяют реакции:
- протекающие без изменения степени окисления элементов
реагирующих веществ: SO2 + H2O = H2SO3;
- окислительно-восстановительные (идущие с изменением
степени окисления элементов): Zn0 + Cu+2SO4 = Zn+2SO4 + Cu0.
3. По признаку выделения или поглощения теплоты:
- экзотермические: H2 + Cl2 = 2HCl, ∆Ho = - 185 кДж;
- эндотермические: 2SO3 = 2SO2 + O2, ∆Ho = + 284 кДж.
4. По признаку обратимости реакции делятся:
- на необратимые, протекающие в одном направлении:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O;
- обратимые, протекающие в двух взаимно противополож-
ных направлениях: 3H2 + N2 2NH3.
72
Контрольные задания
H2O H2 + O2;
Al + O2 Al2O3;
P2O5 + H2O H3PO4;
HgO Hg + O2;
MgO Mg + O2;
Zn + O2 ZnO;
Na + Cl2 NaCl;
H2O2 O2 + H2O;
SO3 + H2O H2SO4;
Pb(OH)
2
PbO + H2O;
HI H2 + I2;
N2O5 + Н2O HNO3 ;
H2O2 H2O + O2;
N2 + H2 NH3.
Мn + H3PO4 Mn3(PO4)2 + H2;
Fe + HCl FeCl2 + H2;
KBr + AgNO3 AgBr + KNO3;
K + H2O KOH + H2;
Zn(OH)2 + HF ZnF2 + H2O;
H2S + O2 H2O + SO2;
NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3;
SiO2 + HF SiF4 + H2O;
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2;
Cl2 + NaBr NaCl + Br2;
Ca + H2O Ca(OH)2 + H2;
FeO + HCI FeCl2 + H2O.
SiO2 + Al Si + Al2O3;
Fe + HF FeF2 + H2;
Cr(OH)3 Cr2O3 + H2O;
Na2O + H2O NaOH;
H2S + CuCl2 CuS + HCl;
KI + Cl2 KCl + I2;
Zn(OH)2 + HCl ZnCl2 + H2O;
KClO3 KCl + O2;
K + H2O KOH + H2;
Mg + O2 MgO;
Zn(OH)2 + HCl ZnCl2 + H2O;
P2O5 + H2O H3PO4;
КBr + AgNO3 AgBr + KNO3;
P + O2 P2O5;
Ca(OH)2 + CaCl2 + H2O;
Al + O2 Al2O3;
Fe + HCl FeCl2 + H2;
H2O H2 + O2;
CaBr2 + AgNO3 AgBr + Ca(NO3)2;
H2O2 O2 + H2O;
Ca(OH)2 + HNO3 Ca(NO3)2 + H2O;
Li + H2O LiOH + H2;
NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O;
Cl2 + KBr KCl + Br2;
SiO2 + HF SiF4 + H2O;
H2S + O2 H2O + SO2;
KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2;
CO + O2 CO2.
1. Расставьте коэффициенты и выпишите уравнения реак-
ций соединения и реакций разложения:
2. Расставьте коэффициенты и выпишите уравнения реак-
ций замещения и реакций обмена:
3. Расставьте коэффициенты и определите тип реакции:
73
4.2. Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, протекающие с изменением степени окисления
элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются
окислительно-восстановительными.
Например, в реакции: CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
медь и железо изменяют свои степени окисления: степень окисления меди понижается от +2 до 0, а степень окисления железа
повышается от 0 до +2.
Рассмотрим основные положения теории окислительновосстановительных реакций.
1. Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом (Fe0 –2e- = Fe+2). При окислении степень
окисления повышается.
Восстановление – это процесс присоединения электронов
атомом, молекулой или ионом (Cu+2 + 2e- = Cu0). При восстановлении степень окисления понижается.
2. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, назы-
ваются восстановителями. Во время реакции они окисляются.
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны,
называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.
3. Окисление всегда сопровождается восстановлением и,
наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что
можно выразить уравнением:
восстановитель – e- → окислитель,
окислитель + e- → восстановитель.
4. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно
числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой
полностью или же лишь частично смещаются к одному из атомов, условно говорят об отдаче или присоединении электронов.
5. Окислители и восстановители могут быть как простыми,
так и сложными веществами (табл. 7). Металлы обладают восстановительными свойствами, в то время как неметаллы – проявляют себя и как окислители, и как восстановители.
74
Основные восстановители и окислители
Восстановители
Окислители
Металлы, водород, уголь, оксид
углерода (II)
Сероводород H2S, оксид серы
(IV) SO2, сернистая кислота H2SO3 и
ее соли
Йодо – (HI), бромо – (HBr), хлороводородная (HCl) кислоты
Хлорид олова (II) SnCl2, сульфат
железа (II) FeSO4, сульфат хрома (III)
Cr2(SO4)2
Азотистая кислота HNO2, аммиак
NH3, гидразин N2H4, оксид азота (II)
NO
Фосфористая кислота H3PO3
Галогены, перманганат калия KMnO4, манганат калия
K2MnO4
Дихромат калия K2CrO7,
хромат калия K2CrO4
Кислород O2, озон O3, пероксид водорода H2O2, азотная кислота HNO3
Серная H2SO4 и селеновая
H2SeO4 кислоты
Оксиды меди (II) CuO, серебра (I) Ag2O, свинца (IV) PbO2
Ионы благородных металлов
(Ag+, Au+3 и др.)
S-2 - 2e- → S0
5
Mn+7 + 5e- → Mn+2
2.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяется метод электронного баланса, основанный на том, что число электронов, отдаваемых восстановителем,
должно равняться числу электронов, принимаемых окислителем.
Рассмотрим применение этого метода на примере реакции
взаимодействия сероводорода с перманганатом калия в присутствии серной кислоты.
1. Составляется схема реакции:
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
2. Определяются атомы, каких элементов изменяют степень
окисления:
-2 +7 0 +2
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
Степени окисления изменяются у атомов серы и марганца
(H2S – восстановитель, KMnO4 – окислитель).
3. Составляются электронные схемы процессов окисления
и восстановления:
Таблица 7
75
Находим коэффициенты при восстановителе и окислителе
3. N-3 - 5e- → N+2
4
O
2
0
+ 4e- → 2O
-2
5.
3. 2I-1 - 2 e- → I
2
0
5
2I+5 + 10 e- → I
2
0
1.
(соответственно 5 и 2) так, чтобы число электронов, отдаваемых
восстановителем, равнялось числу электронов, принимаемых
окислителем.
4. Расставляются коэффициенты, и записывается уравнение
реакции в ионном виде:
5S-2 + 2Mn+7 = 5S0 + 2Mn+2.
При этом величина и знак суммарного заряда в левой и
правой частях уравнения должны быть равны.
5. Записывается уравнение реакции в молекулярном виде, и
расставляются коэффициенты при других реагирующих веществах, элементы которых не изменяют степень окисления:
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например, кислорода; в левой
части их 2∙4 + 3∙4 = 20 и в правой 2∙4 + 4 + 8 = 20.
Рассмотрим составление уравнения реакции аммиака с кислородом:
1. NH3 + O2 → NO + H2O.
2. N-3H3 + O
4. 4N-3 + 5O
0
→ N+2O-2 + H2O.
2
0
+2
= 4N
2
+ 10O-2.
5. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Рассмотрим составление уравнения реакции йодида калия с
йодатом калия в присутствии серной кислоты:
1. KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O.
-1 +5 0
2. KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O.
4. 10I-1 + 2I+5 = 5I
5. 5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.
Как видно из данного примера, восстановителем и окислителем могут быть атомы одного элемента, входящие в молекулы
разных веществ.
76
0
(или 5I-1 + I+5 = 3I
2
0
).
2
Контрольные задания
1. Укажите в следующих схемах реакций, какие вещества
являются окислителями, какие – восстановителями:
H2O H2 + O2 Al + O2 Al2O3;
P2O5 + H2O H3PO4 HgO Hg + O2;
Na + Cl2 NaCl H2O2 O2 + H2O;
SiO2 + Al Si + Al2O3 Fe + HF FeF2 + H2;
KI + Cl2 KCl + I2 H2S + O2 H2O + SO2.
2. Расставьте коэффициенты и укажите окислительно-
восстановительные реакции:
SiO2 + Al → Si + Al2O3 Cr(OH)3 → Cr2O3 + H2O;
H2S + CuCl2 → CuS + HCl Fe + HF → FeF2 + H2;
Na2O + H2O → NaOH KI + Cl2 → KCl + I2;
KClO3 → KCl + O2 H2S + O2 → H2O + SO2.
3. Определите степени окисления каждого элемента в соединениях: AgNO3; FeCl2; H2; KClO3; Na2SO4; SiO2; K2Cr2O7;
Cr(OH)3; KCrO4; Zn(OH)2;
4. Выберите из следующих элементов самый сильный
окислитель и самый сильный восстановитель: натрий, кальций,
галлий, олово, хром, хлор.
5. Выберите из следующих элементов самый сильный
окислитель и самый сильный восстановитель: марганец, криптон,
цезий, самарий, титан, бром.
6. Выберите из следующих элементов самый сильный
окислитель и самый сильный восстановитель: калий, иттрий, сера, ниобий, сурьма, актиний.
7. Выберите из следующих элементов самый сильный
окислитель и самый сильный восстановитель: барий, алюминий,
бром, азот, кобальт, платина.
8. Выберите из следующих элементов самый сильный
окислитель и самый сильный восстановитель: мышьяк, золото,
аргон, йод, углерод, цезий.
9. Закончите уравнения следующих процессов:
а) Mg0 – 2e- = …; б) S+6 + 4e- = …; в) I
г) Mn+2 – 5e- = …; д) N
0
+ 6e- = …; e) 2Br-1 – 2e- = ….
2
0
+ 2e- = …;
2
77
10. Укажите, какие из реакций являются окислительно-
восстановительными:
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr;
Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4;
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4];
Na2O + H2O = 2NaOH;
H2S + CuCl2 = CuS + 2HCl.
11. Методом электронного баланса в схемах реакций расставьте коэффициенты:
FeCl2 + KClO3 + HCl FeCl3 + KCl + H2O;
As2S3 + HNO3 + H2O H3AsO4 + H2SO4 + NO;
K2Cr2O7 + HCl CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O;
KI + H2O2 I2 + KOH;
Na2SO3 + KMnO4 + H2O Na2SO4 + MnO2 + KOH;
V2O5 + Al Al2O3 + V2O3;
MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O;
PbS + H2O2 PbSO4 + H2O;
KClO3 + HCl KCl + Cl2 + H2O;
FeSO4 + HNO3 + H2SO4 Fe2SO4 + NO + H2O;
CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + S + H2O;
HI + H2SO4 I2 + H2S+ H2O;
P + KOH + H2O PH3 + KH2PO2;
S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O;
H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O;
CH3COOH + KMnO4 + H2SO4 → HCOOH + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
12. Закончите уравнения реакций и методом электронного
баланса расставьте коэффициенты:
Mn(OH)2 + Cl2 + KOH MnO2 + … ;
H2S + Cl2 + H2O H2SO4 + …;
I2 + H2O2 HIO3 + …;
MnO2 + O2 + KOH K2MnO4 + …;
МnO2 + КClO3 + КОН К2МnO4 + …;
C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + …;
FeCl3 + HI → FeCl2 + ….
78
4.3. Тепловой эффект химических реакций
Реакции, протекающие с выделением теплоты, называют
экзотермическими:
H
2 (г)
+ Cl
= 2HCl
2 (г)
; ∆Ho = - 184,6 кДж.
(г)
Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружа-
ющей среды, называют эндотермическими:
N
2 (г)
+ O
2 (г)
= 2NO
; ∆Ho = 180,8 кДж.
(г)
Количество выделенной или поглощенной в результате химической реакции теплоты называют тепловым эффектом реакции ∆H (читается «дельта аш») и выражают в килоджоулях
(кДж). Химические уравнения, в которых указана величина теплового эффекта реакции, называются термохимическими.
Расчет теплового эффекта реакции проводят при стандартных условиях (t = 25 oC и Р = 101,3 кПа). В термохимических
уравнениях обязательно указывается агрегатное состояние веществ: жидкое (ж), газообразное (г), твердое (т):
2H
2H
2(г)
2(г)
+ O
+ O
= 2H2O
2(г)
= 2H2O
2(г)
; ∆Ho = -484 кДж;
(г)
; ∆Ho = -572 кДж.
(ж)
Разберем смысл теплового эффекта реакции. Каждое вещество обладает энергией, состоящей из энергии молекул или атомов и энергии всех видов движения материи, мерой которой является специальная величина, называемая энтальпией (Н).
Вся энергия вещества, которая в результате химических
или физических процессов может быть превращена в теплоту при
постоянном давлении, называется энтальпией.
Тепловой эффект реакции при постоянном давлении ∆H
представляет собой разность энтальпий конечных продуктов реакции (обозначается Н
(обозначается Н
исх
)
) и исходных реагирующих веществ
кон
∆H = Н
кон
- Н
исх
.
Если энтальпии конечных веществ меньше энтальпий исходных веществ, то тепловой эффект отрицательный ∆H < 0, т. е.
теплота выделяется (экзотермический процесс). Если энтальпии
конечных веществ больше энтальпий исходных веществ, то тепловой эффект положительный ∆H > 0, т. е. теплота поглощается
(эндотермический процесс).
79
Пример 1. Определите массу серы и объем кислорода, если
Дано:
∆H = - 118,8 кДж
Решение
S
(т)
+ O
2(г)
= SO
2(г)
; ∆Ho = - 297 кДж.
1. Определяют количество вещества
серы, вступающей в реакцию согласно
термохимическому уравнению:
1 моль S – 297 кДж
x моль S – 118, 8 кДж;
x = 0,4 моль кДж.
Найти:
m (S)
V (O2)
Дано:
m(Fe2O3) = 40 г
∆H = - 213,5 кДж
Решение
Fe2O
3 (т)
+ 2Al
(т)
= 2Fe
(т)
+ Al2O
3(т)
1. Определяют количество вещества
оксида железа (III) по формуле
Найти:
∆Hо
моль.0,25
160
40
)OFe(
)OFe(
)OFe(
32
32
32
M
m
n
в результате их реакции при стандартных условиях выделилось
118,8 кДж теплоты.
2. Переходят от количества вещества серы к ее массе:
m (S) = n (S) · M (S) = 0,4 · 32 = 12,8 г.
3. Определяют объем кислорода, который расходуется на го-
рение серы, исходя из того, что по уравнению реакции n(S) = n (O2):
V (O2) = n (O2) · Vm = 0,4 · 22,4 = 8,96 дм3.
Ответ: m (S) = 0,0128 кг; V (O2) = 8,96 м3.
Пример 2. Определите тепловой эффект реакции:
Fe2O
3 (т)
+ 2Al
= 2Fe
(т)
+ Al2O
(т)
3(т)
,
если при восстановлении 40 г оксида железа (III) выделяется
213,5 кДж теплоты.
2. Рассчитывают тепловой эффект реакции:
по условию: 0,25 моль Fe2O3 – 213,5 кДж
по уравнению 1 моль Fe2O3 – x кДж; x = 854 кДж.
Ответ: ∆Hо = -854 кДж.
80
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]