ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «КАЛИНИНГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
ХИМИЯ
методические указания и варианты индивидуальных заданий для работы студентов под руководством преподавателя для специальностей:
140101.65 – Тепловые электрические станции; 140204.65 - Электрические станции; 220301.65 – Автоматизация технологических процессов и
производств; 180101.65 – Кораблестроение; 180403.65 – Эксплуатация судовых энергетических установок; 180404.65 – Эксплуатация судового электрооборудования и средств автоматики; 111001.65 – Промышленное рыболовство и направления 111000.62 – Рыболовство
Калининград Издательство ФГОУ ВПО «КГТУ»
2008
УДК 54
УТВЕРЖДАЮ Ректор ФГОУ ВПО
«Калининградский государственный технический университет»
АВТОРЫ: Егорова К.В., к.х.н., доцент кафедры химии ФГОУ ВПО «КГТУ». Поднебеснова Ф.В., ст. преподаватель той же кафедры.
Ломако Н.В., к.б.н., доцент той же кафедры.
Методические указания рассмотрены и одобрены кафедрой химии Калининградского государственного технического университета 29 августа 2008 г., протокол № 1.
Методические указания и темы курсовых работ одобрены советом факультета фундаментальной подготовки ФГОУ ВПО «Калининградский государственный технический университет» 4 октября 2008 г, протокол № 2.
РЕЦЕНЗЕНТ: Лемперт О.Т., к.б.н., доцент кафедры химии ФГОУ ВПО «КГТУ»
© ФГОУ ВПО «Калининградский государственный технический университет», 2008г.
2
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Методические указания предназначены для самостоятельной работы студентов
I курса специальностей 140204.65, 140101.65, 220301.65, 180101.65, 180403.65, 180404.65, 111001.65 и направления 111000.62 , изучающих курс химии.
Изучение курса химии студентами указанных специальностей и направлений предполагает обязательное выполнение расчетных упражнений, решение задач. Данное методическое указание способствует закреплению теоретических знаний и дает студенту возможность ориентироваться в вопросах химии.
При решении задач студенту необходимо обращаться к учебнику и справочной литературе, что способствует развитию навыков самостоятельной работы с литературой.
Выполнение заданий предполагает четкое уяснение студентами основных понятий и единиц измерения, принятых в химии.
В методической разработке приведены примеры решения задач и 30 вариантов заданий по каждой из рассматриваемых в программе курса химии тем.
Варианты заданий для студентов определяет преподаватель. Работа оформляется в отдельной тетради. Обязательно указывается номер индивидуального задания и тема, которая соответствует данной работе. Индивидуальные задания студенты выполняют под руководством преподавателя.
Методические указания содержат приложения, включающие справочные материалы, необходимые при решении задач.
Для подготовки к практическим занятиям и выполнению заданий студенты могут воспользоваться учебными пособиями, список которых приведен в методических указаниях.
1. ЭКВИВАЛЕНТ. ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Типовая задача
Для растворения 16,8 г двухвалентного металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную и атомную массы металла и объем выделившегося водорода (н.у.).
3
Решение. 1.Определить эквивалентную массу металла мы можем, воспользовавшись законом эквивалентов. Запишем его математическое выражение применительно к данной задаче:
m(Me) m(H2 SO4 ) , mэ(Me) mэ(H2 SO4 )
где m(Me) и m(H2SO4) – массы металла и кислоты, г;
mэ(Me) и mэ(H2SO4) - эквивалентные массы металла и кислоты, г/моль. 1. Эквивалентная масса кислот определяется следующим отношением:
mэ(кислоты) M (кислоты) , основностькислоты
где М (кислоты) – молярная масса кислоты, г/моль. Применительно к данной задаче
mэ (H 2 SO4 ) M (H 2 SO4 ) 98 49г/ моль. 2 2
2. Подставляя значения в математическое выражение закона эквивалентов, получаем значение эквивалентной массы металла:
16,8 |
|
14,7 |
, отсюда mэ (Me) |
16,8 49 |
56г/ моль. |
|
mэ(Me) |
49 |
14,7 |
||||
|
|
|
3. Чтобы определить атомную массу металла, воспользуемся формулой:
A (Me) , mэ (Me) Br(Me)
где Аr(Ме) и В(Ме) – это соответственно относительная атомная масса и валентность металла.
Отсюда 4. Пользуясь законом эквивалентов, определяем объем выделившегося водорода:
m(Ме) V (H2 ) ,
mэ(Ме) Vэ(H2 )
где V(H2) – объем водорода, л;
Vэ (H2) – эквивалентный объем водорода, л/моль.
Эквивалентный объем водорода при нормальных условиях равен 11,2 л/моль
V (H 2 ) m(Me) Vэ (H 2 ) 16,8 11,2 3,36л. mэ (Me) 56
4
Ответ: |
mэ(Ме)=56 г/моль; |
|
|
|||
|
|
Аr(Ме)=112 а.е.м.; |
|
|
||
|
|
V(H2)=3,36 л. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 1 |
|
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
№ |
|
Масса |
|
Валентность |
Кислота |
Масса |
|
металла |
|
металла |
кислоты |
||
|
|
|
|
|||
1 |
|
2 |
|
3 |
4 |
5 |
1 |
|
8,6 |
|
2 |
Серная |
15,0 |
2 |
|
11,7 |
|
1 |
Соляная |
18,5 |
3 |
|
16,6 |
|
2 |
Ортофосфорная |
27,0 |
4 |
|
11,8 |
|
3 |
Соляная |
25,0 |
5 |
|
38,3 |
|
1 |
Ортофосфорная |
32,0 |
6 |
|
32,9 |
|
1 |
Серная |
19,0 |
7 |
|
27,5 |
|
2 |
Соляная |
34,0 |
8 |
|
35,3 |
|
1 |
Серная |
13,0 |
9 |
|
12,0 |
|
1 |
Ортофосфорная |
17,0 |
10 |
|
8,2 |
|
2 |
Соляная |
15,0 |
11 |
|
15,4 |
|
2 |
Серная |
11,0 |
12 |
|
35,7 |
|
2 |
Соляная |
19,0 |
13 |
|
9,2 |
|
2 |
Ортофосфорная |
25,0 |
14 |
|
14,4 |
|
2 |
Серная |
24,0 |
15 |
|
24,0 |
|
2 |
Соляная |
27,0 |
16 |
|
3,8 |
|
2 |
Серная |
15,6 |
17 |
|
3,7 |
|
3 |
Ортофосфорная |
13,2 |
18 |
|
10,7 |
|
2 |
Соляная |
14,0 |
19 |
|
1,5 |
|
3 |
Серная |
8,0 |
20 |
|
12,9 |
|
2 |
Ортофосфорная |
15,0 |
21 |
|
21,1 |
|
2 |
Серная |
10,0 |
22 |
|
13,9 |
|
2 |
Серная |
21,0 |
23 |
|
7,6 |
|
3 |
Соляная |
31,0 |
24 |
|
5,9 |
|
3 |
Серная |
11,5 |
25 |
|
13,1 |
|
2 |
Ортофосфорная |
21,3 |
26 |
|
29,2 |
|
1 |
Соляная |
27,4 |
27 |
|
10,9 |
|
2 |
Серная |
19,1 |
28 |
|
6,6 |
|
2 |
Ортофосфорная |
18,0 |
29 |
|
5,9 |
|
3 |
Соляная |
24,0 |
30 |
|
7,0 |
|
2 |
Серная |
17,2 |
5
2. СТРОЕНИЕ АТОМА. ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ
Типовая задача 1
Написать электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 15 в основном и возбужденном состояниях. Используя электронную конфигурацию внешнего и предвнешнего энергетических уровней, определить местоположение элемента в периодической системе (группа, подгруппа, период), указать его название и символ. Определить, к какому семейству принадлежит элемент. Указать значения валентностей и степеней окисления элементов в основном и возбужденном состояниях.
Решение. б) 1. Порядковый номер элемента – 15 – указывает на количество протонов в ядре атома элемента и, соответственно, электронов. Распределяем 15 электронов по энергетическим уровням и подуровням атома, используя принцип минимальной энергии и правила Клечковского. Электронная конфигурация атома будет следующей:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 |
сокращенно [Ne]3s23p3 |
2. Составляем графическую схему распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням атома элемента. Для этого используем принцип Паули и правило Гунда.
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3s |
3p |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2s |
|
2р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
↑↓ |
↑ |
↑ |
|
|
↑ |
|
||||||||||||
|
1s |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
|
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Основное состояние |
|||||||||||
|
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
данного атома возможен переход в возбужденное состояние, поскольку |
|||||||||||||||||||||
|
Для |
|
||||||||||||||||||||||
имеются вакантные орбитали на d-подуровне внешнего уровня. |
||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3s |
3p |
|
|
|
|
3d |
|||||||||
|
|
|
2s |
|
2р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
↑ |
↑ |
|
↑ |
|
|
↑ |
↑ |
|
|
|
|
||||||
|
1s |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
|
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Возбужденное состояние |
||||||||||||
|
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
6
3.Элемент принадлежит p-семейству, поскольку последним в атоме этого элемента заполняется p-подуровень.
4.В атоме три энергетических уровня, соответственно элемент расположен в третьем периоде периодической системы. На внешнем энергетическом уровне содержится пять электронов, что указывает на принадлежность элемента к пятой группе. Последним в атоме заполняется внешний энергетический уровень, значит, элемент стоит в главной подгруппе. Рассматриваемый атом является атомом фосфора и обозначается символом Р.
5.Валентные возможности атома р-элемента определяются конфигурацией внешнего энергетического уровня. В атоме данного элемента в основном состоянии на внешнем уровне три неспаренных электрона, соответственно значение валентности 3. Возможные значения степеней окисления -3,+3. В возбужденном состоянии на внешнем уровне пять электронов, это определяет значение валентности 5 и степень окисления +5.
Аналогично выполняются задачи под пунктами а) и в).
Типовая задача 2
Написать электронную конфигурацию и составить графическую схему распределения электронов для иона Mg2+.
Решение. Электронная конфигурация атома магния записывается следующим образом:
1s2 2s2 2p6 3s2 или [Ne]3s2.
Процесс превращения атома в ион сопровождается потерей или принятием электронов на внешний или предвнешний энергетический уровень. В данном случае, атом магния теряет два электрона с внешнего энергетического уровня и превращается в положительно заряженный ион. В соответствии с вышесказанным, можем записать электронную конфигурацию иона:
1s2 2s2 2p6 3s03р0.
7
Графическая схема распределения электронов:
|
|
|
|
|
|
|
|
3s |
|
|
3р |
|
|
|
||
|
|
1s |
|
2s |
|
2р |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
№ |
|
|
|
Порядковый |
|
|
Порядковый |
Порядковый |
|
Ион |
||||||
п/п |
|
номер элемента (а) |
номер элемента (б) |
номер элемента (в) |
|
|||||||||||
|
|
|
||||||||||||||
1 |
|
|
|
|
2 |
|
|
|
3 |
|
|
4 |
|
5 |
||
1 |
|
|
|
|
11 |
|
|
|
32 |
|
|
39 |
|
K+ |
||
2 |
|
|
|
|
4 |
|
|
|
9 |
|
|
24 |
|
Ca2+ |
||
3 |
|
|
|
|
12 |
|
|
|
17 |
|
|
42 |
|
Cl- |
||
4 |
|
|
|
|
3 |
|
|
|
35 |
|
|
74 |
|
As3- |
||
5 |
|
|
|
|
37 |
|
|
|
53 |
|
|
41 |
|
As3+ |
||
6 |
|
|
|
|
55 |
|
|
|
85 |
|
|
39 |
|
As5+ |
||
7 |
|
|
|
|
20 |
|
|
|
52 |
|
|
72 |
|
Sn2+ |
||
8 |
|
|
|
|
30 |
|
|
|
34 |
|
|
25 |
|
Sn4+ |
||
9 |
|
|
|
|
56 |
|
|
|
51 |
|
|
26 |
|
S2- |
||
10 |
|
|
|
|
19 |
|
|
|
33 |
|
|
43 |
|
Mg2+ |
||
11 |
|
|
|
|
12 |
|
|
|
32 |
|
|
27 |
|
P3- |
||
12 |
|
|
|
|
3 |
|
|
|
31 |
|
|
42 |
|
Se2- |
||
13 |
|
|
|
|
48 |
|
|
|
50 |
|
|
40 |
|
Cs+ |
||
14 |
|
|
|
|
87 |
|
|
|
51 |
|
|
41 |
|
Sb3+ |
||
15 |
|
|
|
|
88 |
|
|
|
16 |
|
|
49 |
|
Sb5+ |
||
16 |
|
|
|
|
4 |
|
|
|
8 |
|
|
28 |
|
Pb2+ |
||
17 |
|
|
|
|
38 |
|
|
|
34 |
|
|
45 |
|
Pb4+ |
||
18 |
|
|
|
|
19 |
|
|
|
53 |
|
|
73 |
|
Sn4+ |
||
19 |
|
|
|
|
11 |
|
|
|
13 |
|
|
39 |
|
Ca2+ |
||
20 |
|
|
|
|
3 |
|
|
|
5 |
|
|
78 |
|
Rb+ |
||
21 |
|
|
|
|
38 |
|
|
|
31 |
|
|
27 |
|
Br- |
||
22 |
|
|
|
|
48 |
|
|
|
49 |
|
|
23 |
|
Na+ |
||
23 |
|
|
|
|
56 |
|
|
|
82 |
|
|
22 |
|
Bi3+ |
||
24 |
|
|
|
|
80 |
|
|
|
83 |
|
|
21 |
|
Bi5+ |
||
25 |
|
|
|
|
88 |
|
|
|
51 |
|
|
49 |
|
Al3+ |
||
26 |
|
|
|
|
37 |
|
|
|
52 |
|
|
43 |
|
Li+ |
||
27 |
|
|
|
|
20 |
|
|
|
34 |
|
|
46 |
|
Sr2+ |
||
28 |
|
|
|
|
30 |
|
|
|
49 |
|
|
27 |
|
Ba2+ |
||
29 |
|
|
|
|
48 |
|
|
|
13 |
|
|
42 |
|
I- |
||
30 |
|
|
|
|
12 |
|
|
|
14 |
|
|
40 |
|
F- |
||
8
3. ТЕРМОХИМИЯ
Типовая задача
Вычислить стандартные изменения энтальпии H0298, энтропии S0298 и свободной энергии Гиббса G0298 реакции
2Mg(к) + CO2(г) = 2MgO(к)+ C(графит).
Является ли реакция экзоили эндотермической ? Определить возможность самопроизвольного протекания процесса в указанном направлении при стандартных условиях.
Решение. Используя таблицу, находим значения стандартной энтальпии образования и энтропии веществ – участников реакции:
Вещество |
Mg(к) |
CO2(г) |
MgO(к) |
C(графит) |
|
|
|
-602,0 |
|
H0298, кДж·моль-1 |
0 |
-395,4 |
0 |
|
|
|
|
26,8 |
|
S0298, Дж·моль-1·К-1 |
32,6 |
213,8 |
5,9 |
1. Производим расчет H0298 реакции, используя следствие из закона Гесса. При суммировании стандартных энтальпий образования исходных веществ и продуктов реакции учитываем, в соответствии с уравнением реакции, число моль каждого из ее участников:
H0298 реакции= n |
ΣΔH0298 конечных в-в - n ΣΔH0298 исходных в-в= 2· H0298(MgO(к)) + |
H0298(C(графит)) - 2 |
H0298(Mg(к)) - H0298(CO2(г)) = -602,0· 2 + (-395,4) = -810,1 кДж. |
На основании того, что стандартное изменение энтальпии в ходе реакции имеет отрицательное значение, делаем вывод – рассматриваемая в задаче реакция является
экзотермической.
2. Аналогично производим расчет S0298 реакции:
S0298 реакции= n ΣS0298 конечных в-в - n ΣS0298 исходных в-в= 2·S0298(MgO(к)) + S0298(C(графит)) - 2
S0298(Mg(к)) - S0298(CO2(г)) = 2· 5,9 + 26,8 - 2·32,6 - 213,8 = -240,4 Дж/К.
3. Зная величины H0298 и S0298, можем рассчитать G0298 реакции. При расчете используем следующее выражение:
G0298 реакции = H0298 реакции - Т· S0298 реакции; Т=298 К;
G0298 реакции = -810,1- 298·(-0,2404) = -738,5 кДж.
9
Исходя из того, что G0298 реакции имеет отрицательное значение, делаем вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции в указанном направлении при стандартных условиях.
Ответ: H0298 реакции= -810,1 кДж;
|
S0298 реакции= -240,4 Дж/К; |
|
G0298 реакции=-735,8 кДж. |
|
Таблица 3 |
|
Варианты заданий |
|
|
№ |
Уравнение реакции |
1 |
2 |
1 |
C2H4(г) + 3 O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(г) |
2 |
Fe2O3(к) + 3 Н2(г) = 2 Fe(к) + 3 H2O (г) |
3 |
Fe2O3 (к) + 3 C (графит) = 2 Fe (к) + 3 CO (г) |
4 |
Fe2O3 (к) + 3 CO (г) = 2 Fe (к) + 3 CO2 (г) |
5 |
2H 2S (г) + 3 O2 (г) = 2 H2O (ж) + 2 SO 2 (г) |
6 |
2 CH 3 OH (г) + 3 O2 (г) = 4 H2O (г) + 2 CO2 (г) |
7 |
8Al (к) + 3 Fe3O4 (к) = 9 Fe (к) + 4Al 2O 3 (к) |
8 |
4 HCl (г) + O2 (г) = 2Cl 2 (г) + 2 H2O (г) |
9 |
4 NH 3 (г) + 3 O2 (г) = 2N 2 (г) + 6 H2O (ж) |
10 |
2H 2S (г) + O2 (г) = 2 H2O (ж) + 2S (к) |
11 |
4NH3 (г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O (г) |
12 |
4 NH3 (г) + 3 O2(г) = 2N 2 (г) + 6 H2O (г) |
13 |
2 CH4(г) = C 2H 2 (г) + 3 H2 (г) |
14 |
2SO 2 (г) + O2(г) = 2SO 3 (г) |
15 |
CO (г) + H2O (г) = CO2 (г) + H2 (г) |
16 |
4HCl (г) + O2(г) = 2 H2O (г) + 2Cl2(г) |
17 |
CO2 (г) + 4 H2 (г) = CH4(г) + 2 H2O (г) |
18 |
SO2(г) + 2 H 2S (г) = 3S (ромбич) + 2 H2O (ж) |
19 |
PCl 3 (к) + Cl 2 (г) = PCl 5 (к) |
20 |
2FeO (к) + 2SO2 (г) + O2 (г) = 2FeSO4 (к) |
21 |
CdO(т) + H2(г) = Cd(т) + H2O(г) |
22 |
2N2O5 (г) = 4NO2(г) + O2(г) |
23 |
H2O2(г) + H2(г) = 2H2O(г) |
24 |
2NO(г) + H2(г) =N2O(г) + H2O(г) |
25 |
2NO(г) + 2H2(г) = N2(г) + 2H2O(г) |
26 |
2O3(г) = 3O2(г) |
27 |
N2(г) + O2(г) = 2NO(г) |
28 |
C6H6(ж) +7,5 O2(г) = 6CO2(г) + 3H2O(г) |
29 |
KClO3(к) = KCl(к) + 1,5O2(г) |
30 |
CuO(к) + C(графит) = Cu(к) + CO(г) |
|
10 |
4. КИНЕТИКА
Типовая задача
Вычислить константу равновесия для гомогенной системы
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г),
если равновесные концентрации веществ-участников реакции равны между собой и составляют 2 моль/л. Рассчитать изменение скорости прямой и обратной реакций при увеличении и уменьшении объема равновесной смеси в 3 раза. Как изменится скорость прямой реакции при изменении температуры от 30 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2.
Решение. 1. Запишем выражение для константы равновесия данного процесса:
К SO3 2 ,
SO2 2 O2
где [SO3], [SO2], [O2] – равновесные концентрации соответственно оксида серы (VI), оксида серы (IV) и кислорода.
Подставляем известные равновесные концентрации, рассчитываем константу:
К |
22 |
|
1 . |
|
22 2 |
||||
|
|
2 |
2. Рассчитываем изменение скорости (V) прямой и обратной реакций при изменении объема.
Запишем выражения для расчета скорости реакций до изменения объема:
прям kпрям SO2 2 O2 ;
обр kобр SO3 2 .
Уменьшение объема смеси равносильно увеличению концентрации. В соответствии с этим запишем новые выражения для расчета скорости прямой и обратной реакций:
'прям kпрям (3 SO2 )2 3 O2 27kпрям SO2 2 O2 ;
'обр kобр (3 SO3 )2 9kобр SO3 2 .
Сравнивая скорости до и после уменьшения объема, получаем:
'прям |
|
kпрям (3 SO2 |
)2 3 O2 |
|
27kпрям SO2 2 O2 |
|
27 |
; |
||
прям |
kпрям SO2 |
2 O2 |
|
kпрям SO2 2 O2 |
|
|
||||
|
|
|
11 |
|
|
|
|
|
|
|
'обр |
|
kобр (3 SO3 )2 |
|
9kобр SO3 2 |
9 . |
||||
обр |
k |
обр |
SO 2 |
k |
обр |
SO 2 |
|||
|
|
|
3 |
|
|
3 |
|
||
Скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а скорость обратной – в 9 раз, соответственно, равновесие сместится в сторону продуктов реакции.
3. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпиричеким правилом и уравнением Вант-Гоффа :
|
t 2 |
|
t2 t1 |
, |
|
10 |
|||
|
t1 |
|||
|
|
|
|
где Vt1 и Vt2 - скорость реакции при температуреt1 и t2; γ – температурный коэффициент реакции.
Применительно к рассматриваемой задаче:
|
|
t 2 |
70 30 |
24 16 . |
|
|
|
|
|
|
|
2 10 |
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
t1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
Следовательно скорость реакции, с увеличением температуры на 40°С, увели- |
||||||||
чится в 16 раз. |
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 4 |
||
|
Варианты заданий |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Равно- |
|
Темпера- |
Температу- |
||
|
|
|
|
Изм. |
|
ра |
|||
№ |
|
|
|
весная |
турный ко- |
|
|
|
|
Система |
объе- |
нач., |
|
кон., |
|||||
п/п |
|
|
|
конц., |
ма |
эффициент |
|
||
|
|
|
|
моль/л |
|
реакции, γ |
°С |
|
°С |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
5 |
|
|
|
1 |
2 |
|
|
3 |
4 |
6 |
|
7 |
|
1 |
CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г) + H2(г) |
2 |
3 |
2,0 |
20 |
|
40 |
||
2 |
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г) |
3 |
2 |
3,0 |
10 |
|
50 |
||
3 |
CO2(г) + C(т) ↔ 2CO(г) |
2 |
2 |
2,5 |
20 |
|
50 |
||
4 |
N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г) |
4 |
3 |
2,0 |
10 |
|
30 |
||
5 |
2NO(г) + Cl2(г) ↔ NOCl2(г) |
3 |
4 |
3,0 |
40 |
|
10 |
||
6 |
2H2(г) +O2(г) ↔ 2H2O(г) |
2 |
3 |
2,0 |
60 |
|
20 |
||
7 |
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) |
4 |
2 |
3,0 |
20 |
|
60 |
||
8 |
CO(г) + 3H2(г) ↔ CH4(г) + H2O(г) |
2 |
3 |
2,0 |
30 |
|
50 |
||
9 |
2H2(г) +CO2(г) ↔ CO(г) + H2O(г) |
3 |
2 |
2,0 |
60 |
|
30 |
||
10 |
4NH3 (г) + 5O2(г) ↔ 4NO(г) + 6H2O (г) |
2 |
2 |
2,0 |
50 |
|
10 |
||
11 |
CO (г) + Cl2(г) ↔ COCl2 (г) |
3 |
3 |
2,5 |
10 |
|
40 |
||
12 |
CH4(г) + CO2 (г) ↔ 2CO (г) + 2H2 (г) |
2 |
2 |
3,0 |
30 |
|
60 |
||
13 |
C2H4(г) + 3 O2(г) ↔ 2CO2 (г) + 2H2O (г) |
2 |
2 |
2,5 |
20 |
|
60 |
||
14 |
2 CH4(г) ↔ C 2H 2 (г) + 3 H2 (г) |
3 |
3 |
3,0 |
10 |
|
70 |
||
15 |
Fe 2O 3 (т) + CO (г) ↔ 2FeO (т) + CO2 (г) |
2 |
3 |
2,0 |
20 |
|
70 |
||
12
Продолжение табл.4
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
16 |
4HCl (г) + O2(г) ↔ 2 H2O (г) + Cl2(г) |
3 |
2 |
2,5 |
30 |
70 |
17 |
CO2 (г) + C (т) ↔ 2 CO (г) |
2 |
2 |
2,0 |
60 |
20 |
18 |
2 CO (г) + O2(г) ↔ 2 CO2 (г) |
3 |
3 |
3,0 |
20 |
60 |
19 |
N 2 (г) + 3 H2 (г) ↔ 2 NH3 (г) |
4 |
2 |
2,0 |
30 |
80 |
20 |
CO2 (г) + 4 H2 (г) ↔ CH4(г) + 2 H2O (г) |
2 |
2 |
3,0 |
20 |
40 |
21 |
CH4(г) + CO2 (г) ↔ 2 CO (г) + 2 H2 (г) |
3 |
3 |
2,0 |
10 |
50 |
22 |
Fe 2O 3 (т) + 3 CO (г) ↔ Fe (т) + 3 CO2 (г) |
4 |
4 |
2,0 |
20 |
70 |
23 |
4 NH3 (г) + 3 O2(г) ↔ 2N 2 (г) + 6 H2O (г) |
2 |
2 |
2,0 |
20 |
90 |
24 |
C (т) + H2O (г) ↔ CO (г) + H2 (г) |
4 |
3 |
3,0 |
30 |
80 |
25 |
CO (г) + H2O (г) ↔ CO2 (г) + H2 (г) |
5 |
4 |
2,0 |
10 |
80 |
26 |
4HCl + O2(г) ↔ 2 H2O (г) + 2 Cl2(г) |
2 |
2 |
3,0 |
20 |
60 |
27 |
PCl 5 (г) ↔ PCl 3 (г) + Cl2(г) |
4 |
5 |
3,0 |
10 |
80 |
28 |
2NO(г) + O2(г) ↔ 2 NO 2 (г) |
2 |
2 |
2,0 |
70 |
50 |
29 |
2SO 2 (г) + O2(г) ↔ 2SO 3 (г) |
3 |
3 |
3,0 |
20 |
40 |
30 |
2C (т) + O2(г) ↔ 2 CO (г) |
4 |
4 |
2,0 |
10 |
60 |
5. РАСТВОРЫ
Типовая задача
В 250 мл воды растворили 8 г хлорида меди CuCl2. Рассчитать массовую и мольную доли растворенного вещества, молярную, моляльную, нормальную концетрации и титр полученного раствора. Плотность полученного раствора 1,17 г/мл.
Для данного раствора рассчитать физико-химические параметры при температуре 25°С. Степень электролитической диссоциации 0,9.
Решение. 1. Определяем массовую долю растворенного вещества в получен-
ном растворе.
Массовая доля показывает, сколько грамм растворенного вещества приходится на 100 г раствора
C% ( раств.вещ ва) m( раств.вещ ва) 100 % . m( раствора)
Найдем массу полученного раствора, она будет складываться из массы воды и массы хлорида меди, как растворенного вещества:
m (раствора) = m(H2O)+m (CuCl2) = {ρ(H2O)=1г/мл; m(H2O)= 250 г}= 250 + 8 = 258 (г).
C% (CuCl 2 ) |
m(CuCl 2 ) |
100 |
8 |
100 3% . |
|
m( раствора) |
258 |
||||
|
|
|
13
2. Рассчитываем молярную концентрацию раствора:
Молярная концентрация показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 л раствора
CM Vn ,
где n – количество моль растворенного вещества; V – объем раствора, л. Находим количество моль растворенного вещества
n(CuCl2 ) |
|
m(CuCl2 ) |
|
|
|
8 |
0,06моль |
|
|
|
134,5 |
||||||
|
|
M (CuCl2 ) |
|
|
||||
и объем раствора |
|
|
|
|
|
|
|
|
V ( р ра) |
m( р ра) |
|
258 |
220,5мл. |
||||
|
|
( р ра) |
|
|
|
1,17 |
|
|
Подставляя полученные значения в выражение для молярной концентрации, получаем:
CM Vn 0,02205,06 0,27моль/ л.
3. Рассчитываем нормальную (эквивалентную) концентрацию раствора. Нормальная концентрация показывает, какое число эквивалентов растворен-
ного вещества содержится в 1 л раствора:
Cн nVэ ,
где nэ– количество моль-эквивалентов растворенного вещества; V – объем раствора, л.
Рассчитываем nэ для рассматриваемого раствора
|
nэ (CuCl2 ) |
|
m(CuCl2 ) |
, |
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
mэ (CuCl2 ) |
|
|
|||||||
где mэ (CuCl2) – масса эквивалентная CuCl2: |
|
|
|
|
|
|||||||||||
mэ (CuCl2 ) |
|
М(CuCl2 ) |
|
|
|
|
|
|
134,5 |
67,25г/ моль; |
||||||
число_ ат_ Си вал ть_ |
Си |
1 2 |
||||||||||||||
|
|
|
|
|||||||||||||
N (CuCl2 ) |
|
m(CuCl2 ) |
|
|
|
8 |
|
0,12г экв; |
||||||||
|
mэ (CuCl2 ) |
|
67,25 |
|||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
Cн |
nэ |
|
0,12 |
|
|
0,54моль/ л. |
|
||||||||
|
|
0,2205 |
|
|||||||||||||
|
|
V |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
14
4. Рассчитываем моляльную концентрацию.
Моляльная концентрация показывает, сколько моль растворенного вещества приходится на 1 кг растворителя
Сm n( раст_ в ва) , m( раств ля)
где m(раств-ля) – это масса растворителя, кг.
Сm 00,,0625 0,24моль/ кг_ раств ля.
5.Рассчитываем мольную долю растворенного вещества – это отношение ко-
личества моль растворенного вещества к общему числу моль в растворе
X n( раст_ в ва) . n( раст_ в ва) n( раств ля)
Найдем число моль воды:
n(H 2O) m(H 2O) 250 13,9моль; M (H 2O) 18
X |
0,06 |
0,004 . |
|
0,06 13,9 |
|||
|
|
6. Рассчитываем титр раствора, который показывает, сколько грамм растворенного вещества содержится в 1 мл раствора
Т m( раст_ в ва) |
|
8 |
0,036г/ мл) . |
|
220,5 |
||||
V ( р ра) |
|
|
7. Поскольку CuCl2 является электролитом, используем законы Рауля и ВантГоффа с введением поправочного коэффициента (изотонический коэффициент). Величина изотонического коэффициента зависит от степени диссоциации электролита:
|
(i 1) |
отсюда i (N 1) 1, |
|
(N 1) |
|||
|
|
где α – степень диссоциации электролита; N – число ионов, на которые распадается электролит при диссоциации.
Хлорид меди при диссоциации распадается на три иона:
CuCl2 ↔ Сu2+ + 2Cl-.
Рассчитываем величину изотонического коэффициента для рассматриваемого раствора:
i = 0,9·(3 - 1) + 1 = 2,8.
15
Рассчитываем величину осмотического давления для данного раствора:
P i CM R T ,
где P - осмотическое давление, кПа; i – изотонический коэффициент; СМ – молярная концентрация раствора, моль/л; R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж·моль-1·К-1); Т – температура, К.
P = 2,8·0,27·8,31·298=1872 кПа.
8. Рассчитываем величину понижения давления пара над раствором, используя I закон Рауля:
р i р0 X ,
где р – изменение давления насыщенного пара над раствором, кПа; р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем; Х – мольная доля растворенного вещества в растворе.
р 2,8 3,166 0,004 0,035кПа.
9. Повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллиза-
ции рассчитываем, используя II закон Рауля: |
|
tкип = i·К·Сm |
tкрист =i·Е·Сm, |
где К и Е – соответственно криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные растворителя, °С (Кводы = 1,86°С, Еводы = 0,52°С); Сm – моляльная концентрация раствора.
tкип = 2,8·1,86·0,24 = 1,25°С; tкрист =2,8·0,52·0,24 = 0,35°С.
Ответ: C% 3% ;
CM 0,27моль/ л;
Cн 0,54моль/ л;
Сm 0,24моль/ кг_ раств ля;
X0,004 ;
Т0,036г/ мл;
P = 1872 кПа;
р 0,035кПа;
tкип = 1,25°С; tкрист = 0,35 °С.
16
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 5 |
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
№ |
|
Масса |
|
Объем |
Плотность |
Степень |
Темепера- |
Электролит |
электроли- |
|
раствора, |
диссоциа- |
|||
п/п |
|
воды, мл |
тура, °С |
||||
|
|
та, г |
|
|
г/мл |
ции |
|
1 |
2 |
3 |
|
4 |
5 |
6 |
7 |
1 |
CoCl 2 |
12 |
|
250 |
1,030 |
0,80 |
25 |
2 |
NH 4Cl |
15 |
|
280 |
1,047 |
0,87 |
30 |
3 |
Fe 2(SO4) 3 |
16 |
|
300 |
1,020 |
0,90 |
20 |
4 |
NiSO 4 |
13 |
|
320 |
1,032 |
0,76 |
20 |
5 |
Sn (NO3) 2 |
16 |
|
350 |
1,042 |
0,89 |
25 |
6 |
Pb (NO3) 2 |
5 |
|
200 |
1,020 |
0,79 |
20 |
7 |
NaNO 2 |
6 |
|
230 |
1,030 |
0,87 |
35 |
8 |
K 2 S |
11 |
|
250 |
1,012 |
0,86 |
40 |
9 |
Na 2SO3 |
10 |
|
280 |
1,019 |
0,78 |
25 |
10 |
Li 2 SO 3 |
14 |
|
300 |
1,048 |
0,88 |
30 |
11 |
Ba(NO2)2 |
12 |
|
320 |
1,060 |
0,76 |
20 |
12 |
ZnSO4 |
15 |
|
350 |
1,046 |
0,85 |
40 |
13 |
NH4NO3 |
12 |
|
380 |
1,037 |
0,89 |
35 |
14 |
KNO2 |
4 |
|
200 |
1,028 |
0,91 |
20 |
15 |
CH3COOK |
13 |
|
250 |
1,025 |
0,84 |
30 |
16 |
FeCl2 |
6 |
|
220 |
1,030 |
0,77 |
40 |
17 |
CrCl3 |
8 |
|
260 |
1,020 |
0,75 |
25 |
18 |
CuCl2 |
9 |
|
280 |
1,042 |
0,69 |
35 |
19 |
AlCl3 |
15 |
|
300 |
1,045 |
0,78 |
45 |
20 |
Na3PO4 |
11 |
|
320 |
1,043 |
0,68 |
30 |
21 |
Cu(NO3) 2 |
14 |
|
340 |
1,028 |
0,79 |
15 |
22 |
ZnCl2 |
16 |
|
350 |
1,035 |
0,90 |
20 |
23 |
FeCl3 |
11 |
|
260 |
1,029 |
0,89 |
25 |
24 |
HNO3 |
4 |
|
220 |
1,025 |
0,77 |
30 |
25 |
K2SO4 |
10 |
|
270 |
1,041 |
0,70 |
35 |
26 |
Na2SO4 |
12 |
|
290 |
1,033 |
0,80 |
40 |
27 |
K2Cr2O7 |
14 |
|
320 |
1,027 |
0,79 |
45 |
28 |
AgNO3 |
14 |
|
340 |
1,032 |
0,86 |
20 |
29 |
NaI |
16 |
|
350 |
1,019 |
0,83 |
25 |
30 |
H2SO4 |
13 |
|
280 |
1,021 |
0,90 |
30 |
6. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Типовая задача
Рассчитать массу умягчителя (буры), необходимого для умягчения 100 л воды, жесткость которой 5 мэкв/л. Написать реакцию умягчения в молекулярной и ионномолекулярной форме с хлоридом магния:
17
Ж m( умягчитель) 1000мэкв , Э( умягчителя) V (воды)
где Ж – жесткость воды, мэкв/л; m – масса умягчителя, г; Э – эквивалентная масса умягчителя, г/моль; V – объем воды, л.
2. Рассчитываем эквивалентную массу умягчителя – буры:
mэ (Na2 B4O7 ) |
M (Na2 B4O7 ) |
, |
|
кол во ат.Na валентность Na |
|||
|
|
где М – молярная масса буры, г/моль.
mэ (Na2 B4O7 ) 202 101г/ моль. 2 1
3. Из формулы для расчета жесткости воды выражаем m и рассчитываем необходимую массу буры:
m(Na2 B4O7 ) Ж Э V 5 101 100 50,5г. 1000 1000
4. Записываем реакцию умягчения в молекулярной форме: MgCl2 + Na2B4O7 = Mg B4O7 ↓+ 2 NaCl;
в ионной форме: Mg2+ + B4O72- = Mg B4O7↓
Ответ: m(Na2B4O7) = 50,5 г
Обратную задачу – расчет жесткости воды по массе умягчителя – решают с использованием той же формулы.
|
|
|
|
|
Таблица 6 |
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
№ |
Объем |
|
|
Жесткость |
Масса |
|
Жесткая соль |
Умягчитель |
воды, |
умягчителя, |
|||
п/п |
воды, л |
|||||
|
|
мэкв/л |
г |
|||
|
|
|
|
|||
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
|
1 |
100 |
Хлорид кальция |
Бура |
Рассчитать |
10,1 |
|
2 |
200 |
Нитрат кальция |
Сода |
10 |
Рассчитать |
|
3 |
300 |
Хлорид магния |
Сода |
15 |
Рассчитать |
|
4 |
400 |
Нитрат магния |
Бура |
5 |
Рассчитать |
|
5 |
500 |
Сульфат магния |
Бура |
Рассчитать |
50 |
|
6 |
600 |
Гидрокарбонат кальция |
Гашеная известь |
5 |
Рассчитать |
|
7 |
500 |
Нитрат кальция |
Сода |
- |
- |
|
8 |
400 |
Хлорид кальция |
Сода |
10 |
Рассчитать |
|
9 |
300 |
Хлорид кальция |
Бура |
Рассчитать |
34 |
|
10 |
200 |
Сульфат магния |
Сода |
5 |
Рассчитать |
|
11 |
100 |
Нитрат магния |
Бура |
Рассчитать |
50 |
|
12 |
200 |
Гидрокарбонат магния |
Гашеная известь |
20 |
Рассчитать |
|
13 |
300 |
Нитрат магния |
Сода |
Рассчитать |
20 |
|
14 |
400 |
Хлорид кальция |
Ортофосфат калия |
- |
- |
|
18
Продолжение табл.6
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
15 |
800 |
Гидрокарбонат кальция |
Гашеная известь |
10 |
Рассчитать |
16 |
400 |
Хлорид кальция |
Бура |
Рассчитать |
48 |
17 |
200 |
Хлорид кальция |
Сода |
10 |
Рассчитать |
18 |
100 |
Нитрат магния |
Сода |
10 |
Рассчитать |
19 |
400 |
Хлорид магния |
Бура |
Рассчитать |
80 |
20 |
500 |
Сульфат магния |
Ортофосфат калия |
Рассчитать |
46 |
21 |
700 |
Хлорид магния |
Бура |
20 |
Рассчитать |
22 |
600 |
Сульфат магния |
Ортофосфат натрия |
Рассчитать |
46 |
23 |
500 |
Нитрат магния |
Сода |
Рассчитать |
40 |
24 |
100 |
Хлорид кальция |
Гашеная известь |
10 |
Рассчитать |
25 |
200 |
Нитрат кальция |
Бура |
Рассчитать |
500 |
26 |
300 |
Гидрокарбонат кальция |
Сода |
10 |
Рассчитать |
27 |
400 |
Хлорид магния |
Бура |
20 |
Рассчитать |
28 |
500 |
Нитрат магния |
Гашеная известь |
Рассчитать |
50 |
29 |
600 |
Нитрат кальция |
Сода |
Рассчитать |
101 |
30 |
100 |
Гидрокарбонат магния |
Гашеная известь |
Рассчитать |
40 |
7. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Типовая задача
Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде и указать, как в результате гидролиза изменился водородный показатель рН в растворах следующих солей: Na2CO3 и Mn(NO3)2.
Решение. 1. Карбонат натрия Na2CO3 – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2CO3. В данном случае гидролиз будет протекать по аниону. Угольная кислота является двухосновной, поэтому гидролиз должен протекать в две ступени. Поскольку гидролиз солей по второй ступени протекает в незначительной степени, мы можем пренебречь написанием уравнения этой реакции.
1 ступень
Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH - молекулярное уравнение;
2Na+ + CO32- + HOH = Na+ + HCO3- + Na+ +OH- - ионно-молекулярное уравнение; CO32- + HOH = HCO3- + OH- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение. Как видно из сокращенного ионно-молекулярного уравнения, в растворе соли в
результате гидролиза присутствуют гидроксид-ионы, это указывает на щелочной характер среды. рН такого раствора будет принимать значение >7.
19
2. Нитрат марганца (II) Mn(NO3)2 – соль, образованная слабым основанием Mn(OH)2 и сильной кислотой – это случай гидролиза по катиону. Гидроксид марганца является двухкислотным основанием, гидролиз должен протекать по двум ступеням.
1 ступень
Mn(NO3)2 + HOH = Mn(OH)NO3 + HNO3;
Mn2+ + 2NO3- + HOH = Mn(OH)+ + NO3- + H+ + NO3-;
Mn2+ + HOH = Mn(OH)+ + H+.
Гидроксонитрат марганца (II) Mn(OH)NO3 малорастворимое соединение, поэтому гидролиз по второй ступени протекать практически не будет.
Из уравнений гидролиза видно, что в растворе соли присутствуют протоны водорода, которые будут определять кислый характер среды. рН раствора этой соли буде принимать значения < 7.
Таблица 7
Варианты заданий
№ |
Соль 1 |
п/п |
|
1 |
2 |
1K2CO3
2FeCl3
3ZnCl2
4Rb2S
5Zn(NO3) 2
6Cu(NO3) 2
7Bi(NO3) 3
8NaHS
9NH4NO3
10KHCO3
11NaCN
12KNO2
13NaHSO3
14Na2HPO4
15CH3COOK
16KHS
17KCN
18ZnSO4
19Ca(CN) 2
20HCOONa
21NaHSO 3
22Li 2 SO 3
23K 2HPO 4
24Ba(NO2)2
25ZnCl2
Соль 2
3
CuCl2
NaNO2
Na2S
AlCl3 Ba(CH3COO) 2
Na3PO4 Ca(CH3COO) 2
NiCl2 Na3AsO4 SnCl2
Al(NO3) 3
(NH4) 2SO4
Ca(HS) 2
CoSO4
CrCl3
MnSO4
FeCl2 Ca(HS) 2 CoCl 2
Mn(ClO 4) 2 NH 4Cl
Bi2(SO4)3
Fe 2(SO4) 3
Cr(NO 3) 3 NiSO 4
20
|
|
Продолжение табл.7 |
|
|
3 |
1 |
2 |
|
26 |
KHCO3 |
Ni(NO 3) 2 |
27 |
Na 2SO3 |
MnCl 2 |
28 |
NaHS |
NH4NO3 |
29 |
K 2 S |
Pb (NO3) 2 |
30 |
NaNO 2 |
Sn (NO3) 2 |
8. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Типовая задача
Написать уравнение диссоциации комплексной соли и ее комплексного иона Na2[Zn(OH)4]. Укажите структурные элементы молекулы соли. Назовите соль согласно номенклатуре комплексных соединений и укажите численное значение координационного числа комплексообразователя. Напишите выражение для константы нестойкости данного комплексного иона.
Решение. 1. Записываем уравнение диссоциации комплексной соли:
Na2[Zn(OH)4] ↔ 2Na+ + [Zn(OH)4]2-
и уравнение диссоциации комплексного иона (аниона):
[Zn(OH)4] 2- ↔ Zn2+ + 4OH-.
2.Указываем структурные элементы молекулы: Na+ - внешняя координационная сфера;
[Zn(OH)4]2- - внутренняя координационная сфера (комплексный ион); Zn2+ - комплексообразователь;
OH- - лиганды.
3.Даем название соли.
В соответствии с номенклатурой комплексных соединений, сначала называют анион соли, а затем – катион в родительном падеже (натрия). Название комплексного аниона начинают с указания числа (тетра-) и названия (гидроксо-) отрицательно заряженных лигандов; последним называют комплексообразователь.
тетрагидроксоцинкат натрия.
4. Координационное число комплексообразователя – 4.
21
5. Диссоциация комплексного иона характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:
|
|
|
Zn2 OH 4 |
|||
|
|
Кнест |
Zn(OH )4 |
2 |
. |
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 8 |
|
|
Варианты заданий |
||||
|
|
|
|
|||
№ |
|
Комплексные соединения |
||||
п/п |
|
|
|
|
|
|
1 |
2 |
|
|
|
3 |
|
1 |
Na[AuCl4] |
|
|
[Cr(H2O) (NH3)5]Br3 |
||
2 |
[Zn(NH3)4](OH)2 |
|
|
K[FeCl6] |
||
3 |
[Al(H2O)6]Cl3 |
|
|
K4[Pt(CN)4Cl2] |
||
4 |
Na3[CoCl6] |
|
|
[Co(NH3)3(H2O)2Br]Cl2 |
||
5 |
[Ni(NH3)4]SO4 |
|
|
K[Ag(NO2)2] |
||
6 |
Na3[Al(OH)6] |
|
|
[Pt(NH3)5Cl]Cl3 |
||
7 |
[Cu(NH3)4] SO4 |
|
|
Na3[Co(CN)6] |
||
8 |
Na2[Sn(OH)4] |
|
|
[Cr(NH3)4(H2O)Cl]Br2 |
||
9 |
[Al(H2O)6]Cl3 |
|
|
K3[Fe(CN)6] |
||
10 |
[Ni(NH3)4](OH)2 |
|
|
K3[Co(CN)6] |
||
11 |
K[Pt(NH3)Cl5] |
|
|
[Co(H2O)2(NH3)3Cl]Br2 |
||
12 |
H2[PtCl6] |
|
|
[Pt(H2O)2(NH3)5Cl]Cl3 |
||
13 |
K3[Fe(CN)6] |
|
|
[Cr(NH3)5Cl]Br2 |
||
14 |
[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3 |
|
|
Na[Fe(CN)6] |
||
15 |
K[PtCl5(NH3)] |
|
|
[Co(H2O)4(NH3)2]Cl3 |
||
16 |
Na3[Ir(CN)6] |
|
|
[Pt(NH3)4Br2]Cl2 |
||
17 |
K2[SiF6] |
|
|
[Co(H2O)2(NH3)2Cl2]Br |
||
18 |
[Pt(NH3)4Br2]Br2 |
|
|
Na3[Co(CN)6] |
||
19 |
K3[Co(CN)6] |
|
|
[Cu(H2O)2(NH3)2]Cl2 |
||
20 |
[Ag(NH3)2]Cl |
|
|
K[PtCl5(NH3)] |
||
21 |
K3[Co(CN)6] |
|
|
[Zn(NH3)4] SO4 |
||
22 |
[Cu(NH3)4]Cl2 |
|
|
H2[SiF6] |
||
23 |
K[AuBr4] |
|
|
[Cr(H2O)4(NH3)Cl]Br2 |
||
24 |
Ba[Cu(SCN)(CN)3] |
|
|
[Cr(H2O)3(NH3)2Cl] SO4 |
||
25 |
K2[Cd(CN)4] |
|
|
[Cr(H2O)6]Br3 |
||
26 |
Na3[Co(CN)4Cl2] |
|
|
[Cd(NH3)4](OH)2 |
||
27 |
[Co(H2O)4(NH3)Cl]Cl2 |
|
|
K4[Co(CN)6] |
||
28 |
H2[PtCl6] |
|
|
[Cr(NH3)5Cl]Br2 |
||
29 |
K3[Co(CN)4Cl2] |
|
|
[Pt(NH3)5Cl]Cl3 |
||
30 |
H2[PtCl4] |
|
|
[Co(NH3)3(H2O)3]Cl3 |
||
22
9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Типовая задача
Составить уравнение реакции окисления сероводорода хлорной водой. Реакция протекает по схеме:
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl.
Определить тип окислительно-восстановительной реакции. Рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя. Определить, возможно ли протекание реакции в указанном направлении.
Решение. 1. Определяем степени окисления атомов, которые входят в состав молекул веществ участников реакции.
H+2S-2 + Cl20 + H+2O-2 → H+2S+6O-24 + H+Cl-
В ходе процесса атомы двух элементов - серы и хлора - изменили степень окисления. Сера повысила степень окисления с минус 2 до плюс 6, отдав при этом восемь электронов:
S-2 – 8e-→ S+6,
В данном процессе атом серы является восстановителем.
Хлор понизил степень окисления с 0 до -1, принимая два электрона (поскольку атомов два):
Cl20 + 2 e- → 2Cl-.
Атомы хлора выступают в роли окислителя. Составляем соответствующие полуреакции.
При составлении уравнения полуреакции окисления серы исходим из схемы: H2S→SO42-. Сероводород рассматриваем в молекулярном виде, поскольку это слабодиссоциированое соединение, а серная кислота – сильный электролит, который в растворе при диссоциации дает нам ионы SO42-.
В ходе процесса атом серы связывается с четырьмя атомами кислорода, источниками которых являются четыре молекулы воды. При этом образуются восемь ионов водорода. Еще два иона водорода высвобождаются из молекулы сероводорода:
H2S + 4H2O – 8e- → SO42- + 10H+.
23
Записываем две полученные полуреакции, указываем окислитель и восстановитель и уравниваем количество электронов отданных серой и принятых хлором:
|
Cl20 + 2 e- → 2Cl- |
|
2 |
8 |
4 |
восстановление |
|
|
|||||
|
H2S + 4H2O – 8e- → SO42- + 10H+ |
|
8 |
1 |
окисление |
|
|
|
|
||||
4Cl20 + H2S + 4H2O → 8Cl- + SO42- + 10H+ |
|
|
|
|||
Полученные коэффициенты расставляем в схеме реакции: H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl.
Данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстано- вления, поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав молекул разных соединений.
2. Рассчитываем эквивалентную массу окислителя:
mэ(окисл) M (окисл) , n
где М(окисл) – молярная масса окислителя, г/моль; n – число электронов, участвующих в полуреакции.
m (Cl |
) |
M (Cl2 ) |
71 35,5(г/ моль) . |
|||
|
||||||
э |
2 |
2 |
2 |
|
||
|
|
|
||||
Аналогично рассчитываем массу восстановителя: |
||||||
mэ (восст) |
M (восст) |
M (H 2 S) |
34 4,25(г/ моль) . |
|||
|
|
n |
8 |
8 |
||
3. Чтобы сделать вывод о возможности протекания реакции в указанном на- |
||||||
правлении, необходимо рассчитать величину ее э.д.с. |
||||||
В реакции участвуют две электрохимические системы; пользуясь таблицей |
||||||
приложения, запишем значения их стандартных потенциалов: |
||||||
Cl20 + 2 e- → 2Cl-; |
|
|
|
φ0=1,36 В; |
|
|
H2S + 4H2O – 8e- → SO42- + 10H+; |
φ0=0,31 В. |
|
||||
Е0реакции= φ0окисл – φ0восст=1,36 – 0,31 = 1,05 В.
Величина стандартной э.д.с. реакции больше нуля. Реакция будет протекать в рассматриваемом направлении.
24
Таблица 9
|
Варианты заданий |
|
|
№ |
Схема реакции |
п/п |
|
1 |
2 |
1KMnO4 + KOH = K2MnO4 + O2 + H2O
2H2SO3 + H2S = S + H2O
3NH4NO2 = N2 + H2O
4H2O2 = H2O + O2
5Cl2 + NaOH = NaClO + NaCl + H2O
6KClO3 = KCl + KClO4
7K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
8PbO2 + MnSO4 + HNO3 = PbSO4 +HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
9NaI + KMnO4 + KOH = I2 + K2MnO4 + NaOH
10S + KClO3 + H2O = Cl2 + K2SO4 + H2SO4
11KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
12I2 + KOH = KIO3 + KI + H2O
13AgNO3 = Ag + NO2 + O2
14H2S + KMnO4 + H2SO4 = S + Mn SO4 + K2SO4 + H2O
15KI + HNO3 + H2SO4 = K2SO4 + I2 + NO2 + H2O
16Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 = I 2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O
17HNO3 = NO2 + H2O + O2
18KMnO4 + Na2SO3 + KOH = K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
19FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
20KI + H2SO4 + H2O2 = I2 + K2SO4 + H2O
21NaNO3 = NaNO2 + O2
22K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
23MnO2 + K2CO3 + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + CO2
24HNO3 + HCl = NOCl + Cl2 + H2O
25KMnO4 + Na2SO3 + H2O = MnO2 + Na2SO4 + KOH
26HClO3 = HCl + HClO4
27P + KOH + H2O = PH3 + KH2PO2
28KMnO4 + MnSO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + H2SO4
29P + HNO3 = H3PO4 + NO
30SO2 + Br2 + H2O = HBr + H2SO4
10. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
Типовая задача
Рассчитать ЭДС гальванического элемента состоящего из электродов:
а) Zn/ZnSO4 (0,1М) и Ni/NiSO4 (0,01M);
б) Ag/AgNO3 (1M) и Ag/AgNO3 (0,1M).
25
Составить схемы гальванических элементов, описать процессы, протекающие на катоде и аноде.
Решение. а) Рассматриваемый гальванический элемент является химическим, т.е. разница потенциалов достигается за счет разной химической природы электродов. Э.д.с. гальванического элемента определяется разницей потенциалов катода и анода. Пользуясь таблицей приложения, находим значения стандартных потенциалов цинкового и никелевого электродов:
φ0(Zn2+/Zn0) = -0,76 В; φ0(Ni2+/Ni0) = -0,25 В.
Рассчитываем потенциалы рассматриваемых электродов при указанных в условии задачи концентрациях, используя уравнение Нернста:
Zn2 / Zn0 0 Zn2 / Zn0 0,059n lg[Zn2 ] 0,76 0,0592 lg0,1 0,79В
Ni2 / Ni0 0 Ni2 / Ni0 0,059n lg[Ni2 ] 0,25 0,0592 lg0,01 0,31В,
где n – количество электронов, участвующих в электродной полуреакции; [Zn2+] и [Ni2+] – концентрации катионов цинка и никеля в растворе, составляющем электрод.
Рассчитав потенциалы электродов, составляющих гальванический элемент, можем сделать вывод, что цинковый электрод в данном элементе является анодом, а
никелевый – катодом, так как φNi2+/Ni0 > φZn2+/Zn0.
Записываем уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде: на никелевом электроде будет происходить восстановление
(+) К: Ni2+ + 2е- = Ni0
на цинковом – окисление
(-) А: Zn0 = Zn2++ 2е-.
Токообразующая реакция:
Ni2+ + Zn0 = Ni0 + Zn2+.
Рассчитываем э.д.с.:
ε = φк - φа = φNi2+/Ni0 - φZn2+/Zn0 = -0,31 – (-0,79) = 0,48 В.
Составляем схему гальванического элемента:
(-) Zn | ZnSO4 (0,1М) || NiSO4 (0,01M) | Ni (+).
26
б) Рассматриваемый гальванический элемент является концентрационным, т.е. разница потенциалов достигается за счет разницы концентраций растворов соли в составе электродов. Э.д.с. рассчитывается аналогично э.д.с. химического гальванического элемента.
Пользуясь таблицей, находим значение стандартного потенциала серебряного электрода:
φ0Ag+/Ag0 = 0,80 В.
Используя уравнение Нернста, определяем потенциалы электродов при заданных концентрациях. Обозначим потенциал электрода Ag/AgNO3 (1M) – φ1, а электрода
Ag/AgNO3 (0,1M) – φ2.
Потенциал φ1 будет равен стандартному потенциалу серебряного электрода,
так как [Ag+] = 1 моль/л; φ1 = 0,80 В.
Для второго электрода потенциал рассчитываем, используя уравнение Нернста:
2 0 2 0,059n lg[Ag ] 0,80 0,0591 lg0,1 0,74В.
Электрод Ag/AgNO3 (1M) в данном элементе является катодом,
Ag/AgNO3(0,1M) – анодом, так как φ1 > φ2.
На первом электроде будет происходить восстановление:
(+) К: Ag+ + е- = Ag0;
на втором – окисление:
(-) А: Ag0 = Ag+ + е-.
Рассчитываем э.д.с. гальванического элемента
ε= φк - φа = φ1 - φ2= 0,80 - 0,74 = 0,06 (В)
исоставляем его схему
(-) Ag | AgNO3 (0,1M) || AgNO3 (1M) | Ag (+).
27
|
|
Таблица 10 |
|
Варианты заданий |
|
|
|
2-я пара электродов |
№ |
1-я пара электродов |
|
п/п |
|
3 |
1 |
2 |
|
1 |
Sn | SnCl2 (0,1M); Cr | CrCl3 (1M) |
Co | CoSO4 (0,1M); Co | CoSO4 (0,01M); |
2 |
Ni | NiSO4 (1M); Co | CoSO4 (0,01M) |
Сu | CuCl2 (0,001M); Сu | CuCl2 (0,1M); |
3 |
Сu | CuCl2 (0,1M); Zn | ZnCl2 (1M) |
Cr | CrCl3 (1M); Cr | CrCl3 (0,1M) |
4 |
Cr | CrCl3 (0,01M); Pb | PbCl2 (1M) |
Fe | FeCl2 (1M); Fe| FeCl2 (0,1M) |
5 |
Cd | CdSO4 (0,1M); Bi | Bi2(SO4 )3(0,1M) |
Au | Au(NO3)3 (0,1M); Au | Au(NO3)3 (1M); |
6 |
Ag | AgNO3 (0,1M); Hg | Hg(NO3)2 (1M) |
Ni | NiCl2 (0,01M); Ni | NiCl2 (0,1M); |
7 |
Fe | FeSO4 (0,1M); Zn | Zn SO4 (0,01M) |
Pb | Pb (NO3)2 (0,1M); Pb | Pb (NO3)2 (1M) |
8 |
Cr | CrCl3 (0,1M); Fe| FeCl2 (1M) |
Sn | Sn(NO3)2 (0,01M); Sn | Sn(NO3)2 (0,1M) |
9 |
Mg | Mg(NO3)2 (0,01M); Zn | Zn(NO3)2 (1M) |
Hg | Hg(NO3)2 (0,1M); Hg | Hg(NO3)2 (1M) |
10 |
Ni | NiCl2 (0,1M); Zn | ZnCl2 (0,1M) |
Mg | MgCl2 (0,1M); Mg | MgCl2 (0,01M) |
11 |
Au | Au(NO3)3 (0,1M); Zn | Zn(NO3)2 (1M) |
Ag | AgNO3 (0,1M); Ag | AgNO3 (0,01M); |
12 |
Cr | CrCl3 (0,01M); Zn | ZnCl2 (0,1M) |
Cd | CdSO4 (1M); Cd | CdSO4 (0,1M); |
13 |
Ni | Ni(NO3)2 (1M); Cu | Cu(NO3)2 (0,1M) |
Zn | ZnCl2 (0,1M); Zn | ZnCl2 (0,001M) |
14 |
Cr | CrCl3 (0,001M); Ni | NiCl2 (1M) |
Zn | Zn(NO3)2 (0,1M); Zn | Zn(NO3)2 (1M) |
15 |
Ag | AgNO3 (0,1M); Ni | Ni(NO3)2 (0,01M) |
Mg | Mg(NO3)2 (1M); Mg | Mg(NO3)2 (0,1M); |
16 |
Au | Au(NO3)3 (0,01M); Ag | Ag NO3 (1M) |
Sn | SnCl2 (0,001M); Sn | SnCl2 (0,1M); |
17 |
Ni | NiCl2 (0,1M); Fe | FeCl2 (1M) |
Pb | PbCl2 (0,1M); Pb | PbCl2 (0,01M) |
18 |
Fe | Fe(NO3)2 (1M); Ag| AgNO3 (0,01M) |
Zn | Zn SO4 (0,01M); Zn | Zn SO4 (0,1M) |
19 |
Fe | FeCl3 (0,1M); Co | CoCl2 (1M) |
Ni | Ni(NO3)2 (1M); Ni | Ni(NO3)2 (0,1M); |
20 |
Cr | CrCl3 (0,1M); Fe| FeCl2 (1M) |
Cu | Cu(NO3)2 (1M); Cu | Cu(NO3)2 (0,1M) |
21 |
Fe | Fe(NO3)2 (0,1M); Zn | Zn(NO3)2 (0,1M) |
Ni | NiCl2 (0,1M); Ni | NiCl2 (0,001M); |
22 |
Cu | CuCl2 (1M); Fe| FeCl2 (0,01M) |
Pb | Pb (NO3)2 (0,01M); Pb | Pb (NO3)2 (1M) |
23 |
Fe | Fe(NO3)2 (0,01M); Cd| Cd (NO3)2 (1M) |
Hg | Hg(NO3)2 (0,1M); Hg | Hg(NO3)2 (1M) |
24 |
Cu | Cu(NO3)2 (0,1M); Ag | Ag NO3 (1M) |
Fe | FeCl3 (0,1M); Fe | FeCl3 (0,001M); |
25 |
Cu | Cu(NO3)2 (1M); Hg | Hg(NO3)2 (0,1M) |
Fe | Fe(NO3)2 (1M); Fe | Fe(NO3)2 (0,01M); |
26 |
Au | Au(NO3)3 (0,1M); Cu | Cu(NO3)2 (1M) |
Fe | FeSO4 (1M); Fe | FeSO4 (0,001M); |
27 |
Mg | MgCl2 (0,01M); Fe | FeCl2 (0,1M) |
Cd | CdSO4 (0,01M); Cd | CdSO4 (0,1M); |
28 |
Pb | PbCl2 (0,1M); Mg | MgCl2 (0,01M) |
Ag | AgNO3 (0,1M); Ag | AgNO3 (0,01M); |
29 |
Mg | Mg(NO3)2 (0,1M); Sn | Sn(NO3)2 (1M) |
Cr | CrCl3 (0,001M); Cr | CrCl3 (0,1M) |
30 |
Ni | Ni(NO3)2 (0,1M); Pb | Pb (NO3)2 (1M) |
Co | CoSO4 (0,01M); Co | CoSO4 (0,001M); |
11. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Типовая задача
Через раствор сульфата натрия Na2SO4 пропустили ток силой 2,5 А в течение 30 мин. Написать уравнения электродных процессов, происходящих при электролизе (инертный анод), и указать, какие продукты и в каком количестве были получены.
28
Решение. 1. Описываем электродные процессы.
Катод. На этом электроде осуществляется процесс восстановления. Катод при электролизе заряжен отрицательно, поэтому при наложении разницы потенциалов в прикатодное пространство будут поступать катионы натрия Na+, помимо них там будут присутствовать молекулы растворителя – воды.
Если система, в которой проводят электролиз, содержит несколько окислителей, то на катоде будет восстанавливаться тот, у которого значение электродного потенциала больше.
Воспользовавшись данными таблицы приложения, сравним электродные потенциалы возможных окислителей:
Na+ + e- = Na (φ0=-2,71 B); 2H2O + 2 e- = H2 + 2OH- (φ0=-0,41B).
Потенциал первой системы значительно отрицательнее потенциала второй, поэтому на катоде будет происходить восстановление молекул воды с образованием водорода. Помимо этого, образовавшиеся гидроксид-ионы будут ассоциироваться со скопившимися в прикатодном пространстве катионами натрия.
Анод. На этом электроде идет процесс окисления. Анод при электролизе заряжен положительно, поэтому в ходе процесса в прианодное пространство будут поступать сульфат-ионы SO42-, помимо них там будут присутствовать молекулы растворителя – воды.
На аноде окисляется тот из восстановителей, стандартный электродный потенциал которого наименьший.
Сравним электродные потенциалы, которые характеризуют две рассматриваемые системы:
2H2O = O2 ↑+ 4H+ + 4e- (1,23 B);
2SO42- = S2O82- + 2e- (2,01 B).
Исходя из этих значений, делаем вывод, что на аноде будет происходить окисление воды с образованием кислорода. Образующиеся протоны водорода будут ассоциироваться с накопившимися в прианодном пространстве сульфат-ионами.
Таким образом, процессы, протекающие на электродах при электролизе раствора сульфата натрия, будут описываться следующими уравнениями:
29
(-) К: 2H2O + 2 e- = H2 ↑+ 2OH- |
|
2 |
|
||
(+) А: 2H2O = O2 ↑+ 4H+ + 4e- |
|
1 |
6 H2O = 2H2 ↑ + O2 ↑ + 4OH- + 4H+ |
|
|
Записываем суммарное уравнение электролиза:
2Na++SO42- + 6 H2O = 2H2 ↑ + O2 ↑ + 4Na+ + 4OH- + 4H+ + 2SO42-
2. Количественное описание процесса электролиза выполняем с использованием математического выражения закона Фарадея:
m |
Э I t |
или V Vэ I t |
, |
|
F |
F |
|
где m и V – масса или объем образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г, л; Э и Vэ – это соответственно эквивалентная масса или эквивалентный объем этого вещества, г/моль, л/моль; I – сила тока при электролизе, А; t – время электролиза, с (ч); F – постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль или 26,8 А·ч.
Основными продуктами электролиза являются кислород и водород; определим объемы поученных газов:
|
V (H 2 ) Vэ (H 2 ) I t |
{Vэ (H 2 ) 11,2л/ моль} |
11,2 2,5 0,5 0,52л; |
||||
|
F |
|
|
26,8 |
|
|
|
|
V (O2 ) Vэ (O2 ) I t |
{Vэ (O2 ) 5,6л/ моль} |
5,6 2,5 0,5 |
0,26л. |
|||
|
F |
|
|
26,8 |
|
|
|
Ответ: V (H 2 ) 0,52л ; |
|
|
|
|
|
|
|
|
V (O2 ) 0,26л. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 11 |
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Время электролиза, |
|
|
№ |
Раствор соли |
|
Сила тока, А |
|
|
||
п/п |
|
|
|
|
|
мин |
|
1 |
2 |
|
3 |
|
|
4 |
|
1 |
CrCl3 |
|
3,5 |
|
|
30 |
|
2 |
FeCl2 |
|
2,5 |
|
|
40 |
|
3 |
Na3PO4 |
|
2,0 |
|
|
60 |
|
4 |
Cu(NO3) 2 |
|
2,0 |
|
|
80 |
|
5 |
Cr2(SO4)3 |
|
1,5 |
|
|
70 |
|
6 |
Pb(NO3)2 |
|
2,0 |
|
|
90 |
|
30
|
|
|
Продолжение табл. 11 |
1 |
2 |
3 |
4 |
7 |
MnCl2 |
4,0 |
50 |
8 |
AgNO3 |
4,5 |
20 |
9 |
Mn SO4 |
4,0 |
10 |
10 |
K2SO4 |
2,5 |
60 |
11 |
Zn(NO3) 2 |
6,0 |
80 |
12 |
CuCl2 |
2,0 |
40 |
13 |
NiCl2 |
5,5 |
20 |
14 |
FeCl3 |
4,5 |
30 |
15 |
ZnCl2 |
3,0 |
90 |
16 |
Ni(NO 3) 2 |
1,5 |
50 |
17 |
K2CO3 |
1,5 |
70 |
18 |
FeSO4 |
9,0 |
30 |
19 |
KNO2 |
6,0 |
60 |
20 |
Al(NO3) 3 |
2,5 |
80 |
21 |
AlCl3 |
8,5 |
10 |
22 |
SnCl2 |
3,5 |
30 |
23 |
CoSO4 |
2,5 |
70 |
24 |
Li 2 SO 3 |
1,0 |
40 |
25 |
KI |
2,5 |
60 |
26 |
BaCl2 |
4,0 |
20 |
27 |
NaI |
6,5 |
80 |
28 |
Cr(NO3) 3 |
5,0 |
50 |
29 |
Ni SO4 |
7,0 |
30 |
30 |
Na NO3 |
1,5 |
90 |
12. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Типовая задача
На стальную металлоконструкцию нанесено медное покрытие. Укажите тип покрытия и опишите процессы, которые будут протекать при нарушении целостности этого покрытия в кислой и нейтральной средах.
Решение. Основным компонентом стали является железо. Содержание других составляющих сталь компонентов настолько невелико, что мы можем пренебречь их влиянием на коррозионный процесс.
Чтобы определить тип гальванопокрытия, необходимо воспользоваться данными таблицы стандартных электродных потенциалов:
φ0Fe2+/Fe = -0,44 B;
φ0Cu2+/Cu = 0,34 B.
31
Поскольку φ0Cu2+/Cu > φ0Fe2+/Fe, можем сделать вывод, что медь по отношению к железу является катодом. Соответственно медное покрытие на стальном изделии бу-
дет покрытием катодного типа.
При нарушении целостности такого покрытия начинает работать гальванический элемент Fe – Cu, где железо будет служить анодом, а медь – катодом. Механизм коррозии – электрохимический: железо - анодно растворяется (корродирует), а на поверхности меди будет проходить восстановление частиц деполяризатора. В кислой среде в качестве деполяризатора имеем ионы гидроксония H3O+:
кислая среда |
Сu (+) К: 2H3O+ + 2e- = 2H2O + H2 |
|
|
|||||
|
|
|
Fe (-) A: Fe = Fe2+ + 2e-. |
|
|
|
||
|
|
В нейтральной среде деполяризаторами служат молекулы воды (деаэрирован- |
||||||
ная среда) или, помимо них, еще и молекулы кислорода (аэрированная среда): |
||||||||
нейтральная |
|
Сu (+) К: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH- |
|
|
||||
деаэрированная |
|
Fe (-) A: Fe = Fe2+ + 2e- |
|
|
|
|||
среда |
|
|
|
|
|
|
|
|
нейтральная |
|
Сu (+) К: O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- |
|
|
||||
аэрированная |
|
Fe (-) A: Fe = Fe2+ + 2e- |
|
|
|
|||
среда |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 12 |
|
|
|
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Металл покрытия |
|
|
№ |
|
Металл основы |
|
|
||||
п/п |
|
первый |
|
второй |
|
|||
|
|
|
|
|
|
|||
1 |
|
|
2 |
|
3 |
|
4 |
|
1 |
|
Олово |
|
|
Медь |
|
Кадмий |
|
2 |
|
Кобальт |
|
|
Никель |
|
Цинк |
|
3 |
|
Хром |
|
|
Серебро |
|
Цинк |
|
4 |
|
Свинец |
|
|
Золото |
|
Железо |
|
5 |
|
Железо |
|
|
Кадмий |
|
Магний |
|
6 |
|
Железо |
|
|
Цинк |
|
Платина |
|
7 |
|
Цинк |
|
|
Железо |
|
Магний |
|
8 |
|
Кадмий |
|
|
Магний |
|
Олово |
|
9 |
|
Золото |
|
|
Свинец |
|
Платина |
|
10 |
|
Серебро |
|
|
Хром |
|
Золото |
|
11 |
|
Никель |
|
|
Кобальт |
|
Медь |
|
12 |
|
Медь |
|
|
Олово |
|
Серебро |
|
13 |
|
Олово |
|
|
Платина |
|
Кадмий |
|
14 |
|
Серебро |
|
|
Никель |
|
Платина |
|
32
|
|
|
Продолжение табл. 12 |
1 |
2 |
3 |
4 |
15 |
Хром |
Золото |
Цинк |
16 |
Свинец |
Цинк |
Медь |
17 |
Медь |
Магний |
Золото |
18 |
Железо |
Хром |
Никель |
19 |
Цинк |
Олово |
Магний |
20 |
Кадмий |
Никель |
Хром |
21 |
Серебро |
Золото |
Никель |
22 |
Никель |
Цинк |
Серебро |
23 |
Медь |
Магний |
Платина |
24 |
Олово |
Хром |
Свинец |
25 |
Хром |
Олово |
Цинк |
26 |
Кобальт |
Платина |
Железо |
27 |
Железо |
Кобальт |
Хром |
28 |
Железо |
Свинец |
Цинк |
29 |
Хром |
Железо |
Магний |
30 |
Никель |
Кадмий |
Серебро |
13. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Типовая задача
Написать уравнения реакций взаимодействия олова (II) со следующими неметаллами: а) хлор; б) азот; в) кислород; г) углерод. Назвать полученные соединения. Составить окслительно-восстановительные реакции взаимодействия олова с разбав-
ленной азотной кислотой и гидроксидом натрия.
Решение.
1.а) Sn + Cl2 = SnCl 2 – хлорид олова (II); б) 3Sn + N2 = Sn 3N 2 – нитрид олова (II); в) 2Sn + O2 = 2SnO – оксид олова (II);
г) 2Sn + C = Sn 2C – карбид олова (II).
2.3Sn + 8 HNO 3 (р) = Sn(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H2O
восстановитель |
|
Sn0 – 2e- → Sn+2 |
|
3 |
|
окисление |
|
|
|
||||
окислитель |
|
N+5 + 3e- → N+2 |
|
2 |
|
восстановление |
33
|
3. Sn + 2NaOH + 2 H2O = Na 2[Sn(OH)4] + H2 |
|
|
|
|
|
|||||
|
восстановитель |
|
Sn0 – 2e- → Sn+2 |
|
|
1 |
|
|
окисление |
||
|
|
|
|
||||||||
|
окислитель |
|
2H+ + 2e- → H2 |
|
|
1 |
|
восстановление |
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 13 |
|
|
|
Варианты заданий |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|||||
№ |
Металл |
|
|
Кислота |
|
Щелочь |
|||||
1 |
2 |
|
|
|
|
|
3 |
|
|
|
4 |
1 |
Цинк |
|
|
Серная конц. |
|
Гидроксид калия |
|||||
2 |
Никель |
|
|
Азотная разб. |
|
Гидроксид натрия |
|||||
3 |
Алюминий |
|
|
Серная разб. |
|
Гидроксид калия |
|||||
4 |
Олово |
|
|
Азотная разб. |
|
Гидроксид натрия |
|||||
5 |
Свинец |
|
|
Азотная конц. |
|
---------------------- |
|||||
6 |
Медь |
|
|
Серная конц. |
|
---------------------- |
|||||
7 |
Серебро |
|
|
Азотная конц. |
|
---------------------- |
|||||
8 |
Железо |
|
|
Серная разб. |
|
---------------------- |
|||||
9 |
Магний |
|
|
Азотная конц. |
|
---------------------- |
|||||
10 |
Кальций |
|
|
Серная разб. |
|
Гидроксид калия |
|||||
11 |
Олово |
|
|
Серная конц. |
|
Гидроксид калия |
|||||
12 |
Свинец |
|
|
Азотная конц. |
|
Гидроксид натрия |
|||||
13 |
Цинк |
|
|
Серная конц. |
|
----------------------- |
|||||
14 |
Медь |
|
|
Азотная конц. |
|
----------------------- |
|||||
15 |
Кадмий |
|
|
Азотная конц. |
|
----------------------- |
|||||
16 |
Марганец |
|
|
Азотная разб. |
|
----------------------- |
|||||
17 |
Хром |
|
|
Азотная конц. |
|
----------------------- |
|||||
18 |
Кобальт |
|
|
Азотная разб. |
|
----------------------- |
|||||
19 |
Серебро |
|
|
Азотная разб. |
|
----------------------- |
|||||
20 |
Ртуть |
|
|
Азотная разб. |
|
----------------------- |
|||||
21 |
Железо |
|
|
Соляная разб. |
|
----------------------- |
|||||
22 |
Железо |
|
|
Соляная конц. |
|
----------------------- |
|||||
23 |
Медь |
|
|
Серная разб. |
|
----------------------- |
|||||
24 |
Кадмий |
|
|
Азотная разб. |
|
----------------------- |
|||||
25 |
Кальций |
|
|
Серная разб. |
|
----------------------- |
|||||
26 |
Кальций |
|
|
Серная конц. |
|
----------------------- |
|||||
27 |
Магний |
|
|
Азотная разб. |
|
----------------------- |
|||||
28 |
Магний |
|
|
Серная конц. |
|
----------------------- |
|||||
29 |
Свинец |
|
|
Азотная разб. |
|
Гидроксид натрия |
|||||
30 |
Медь |
|
|
Серная конц. |
|
Гидроксид натрия |
|||||
34
14. ПОЛИМЕРНЫЕ МАТЕРИАЛЫ
Типовая задача
Написать реакцию получения поливинилхлорида. Описать физические, химические свойства полимера и указать области его применения.
Решение. n · СН2=СН-Сl → n · [CH2—CHCl] → [—CH2—CHCl—] n.
Поливинилхлорид, преимущественно линейный термопластичный полимер винилхлорида, формула [–CH2–CHCl–] n. Пластик белого цвета, молекулярная масса 6000-160 000, степень кристалличности 10-35%, плотность 1,35-1,43 г/см3 (20°С); физиологически безвреден. Поливинилхлорид достаточно прочен (при растяжении 40-60 Мн/м2, или 400-600 кгс/см2, при изгибе 80-120 Мн/м2, или 800-1200 кгс/см2), обладает хорошими диэлектрическими свойствами. Он ограниченно растворим в кетонах, сложных эфирах, хлорированных углеводородах; устойчив к действию влаги, кислот, щелочей, растворов солей, промышленных газов (например, NO2, Cl2, Cl3, HF), бензина, керосина, жиров, спиртов; совмещается со многими пластификаторами (например, фталатами, фосфатами, себацинатами); стоек к окислению и практически негорюч. Поливинилхлорид обладает невысокой теплостойкостью (50-80 °С); при нагревании выше 100°C заметно разлагается с выделением HCl, вследствие чего может приобретать окраску (от желтоватой до чёрной); разложение ускоряется в присутствии O2, HCl, некоторых солей, под действием УФ-облучения, сильных механических воздействий. Для повышения теплостойкости и улучшения растворимости поливинилхлорид подвергают хлорированию.
В промышленности поливинилхлорид получают свободнорадикальной полимеризацией мономера в массе, эмульсии или суспензии. Способ полимеризации определяет основные свойства поливинилхлорид и области его применения. Так, поливинилхлорид, полученный в массе или суспензии, используется для производства жёстких, а также полумягких и мягких, т.е. пластифицированных пластических масс, перерабатываемых прессованием, литьём под давлением. Эмульсионный поливинилхлорид (пастообразующие сорта) применяют в производстве изделий (главным образом, искусственной кожи и пенопластов) из пластизолей, органозолей и др.
35
Поливинилхлорид перерабатывают всеми известными методами переработки пластмасс как в жесткие (винипласт), так и в мягкие, или пластифицированные (пластикат) материалы и изделия.
Винипласт – продукт переработки поливинилхлорида. Винипласт выпускают в виде листов, плит, труб, прутков, а также гранул, из которых под давлением формуют различные изделия. Винипласт легко поддается механической обработке, сваривается и склеивается. Его используют как конструкционный коррозионностойкий материал для изготовления химической аппаратуры и коммуникаций, вентиляционных воздуховодов, труб, фиттингов, а также для покрытия полов, облицовки стен, тепло- и звукоизоляции (пенополивинилхлорид), изготовления плинтусов, оконных переплетов и других строительных деталей. Из прозрачного винипласта изготовляют объемную тару для пищевых продуктов, бутылки и др.
Пластикат – продукт переработки поливинилхлорида, содержащего, помимо компонентов, используемых при получении винипласта, 30-90 мас. ч. пластификатора (например, эфиров фталевой, фосфорной, себациновой или адипиновой кислот). Пластификатор существенно снижает температуру стеклования П., что облегчает переработку композиции, снижает хрупкость материала и повышает его относительное удлинение. Однако одновременно снижаются прочностные и диэлектрические показатели, химическая стойкость. Пластикат перерабатывают преимущественно в виде паст. Используют его для изготовления изоляции и оболочек для электропроводов и кабелей, для производства шлангов, линолеума и плиток для полов, материалов для облицовки стен и обивки мебели, погонажно-профильных изделий, искусственной кожи. Прозрачные гибкие трубки из пластиката применяют в системах переливания крови и жизнеобеспечения в медицинской технике.
Таблица 14
Варианты заданий
№ |
Полимеры и сополимеры |
Поликонденсаты |
п/п |
|
3 |
1 |
2 |
|
1 |
Полипропилен |
Капрон |
2 |
Поливинилхлорид |
Лавсан |
3 |
Полиметилметакрилат |
Перлон |
4 |
Полиэтилен |
Фенопласт |
5 |
Полиакрилонитрил |
Нейлон |
6 |
Полиизопрен |
Анилин-формальдегидная смола |
36
1 |
2 |
7Бутадиен-стирольный каучук
8Полистирол
9Поликарбонат
10Политетрафторэтилен
11Сополимер метилакрилата и стирола
12Полибутадиен
13Полипропилен
14Полиметилметакрилат
15Полиакрилонитрил
16Бутадиен-стирольный каучук
17Поликарбонат
18Сополимер метилакрилата и стирола
19Полибутадиен
20Политетрафторэтилен
21Полистирол
22Полиизопрен
23Полиэтилен
24Поливинилхлорид
25Полипропилен
26Сополимер метилакрилата и стирола
27Поликарбонат
28Полистирол
29Бутадиен-стирольный каучук
30Полибутадиен
Продолжение табл. 14
3
Мочевино-формальдегидная смола Полиэтилентерефталат Капрон Перлон Нейлон
Мочевино-формальдегидная смола Полиэтилентерефталат Нейлон Фенопласт Перлон Лавсан Капрон
Полиэтилентерефталат Мочевино-формальдегидная смола Анилин-формальдегидная смола Перлон Фенопласт Капрон Лавсан Перлон Фенопласт
Анилин-формальдегидная смола Плиэтилентерефталат Нейлон
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
1.Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие / Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-
Пресс, 2001. – 728 с.
2.Гуров А.А. Химия: учебник для вузов / А.А. Гуров. – М.: Изд-во МГТУ им.
Н.Э. Баумана, 2004. – 777 с.
3.Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: учеб. пособие / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. – М.: Химия, 2001. – 592 с.
4.Князев Д.А. Неорганическая химия: учеб. пособие / Д.А. Князев, С.Н. Сма-
рыгин. – М.: Дрофа, 2005. – 591 с.
5.Коровин Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин. – М.: Высш. шк., 1998. – 558 с.
6.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. – М.: Ин- теграл-Пресс , 2001. – 240 с.
7.Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии /
З.Г. Васильева. – Л.: Химия, 1986. – 288 с.
37
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица П.1
Стандартные энтальпии образования H0298, энтропии S0298 и |
|||
энергии Гиббса G0298 образования некоторых веществ при 298 К |
|||
Вещество |
Н0298 |
G0298 |
S0298 |
|
кДж/моль |
кДж/моль |
Дж/(моль К) |
1 |
2 |
3 |
4 |
Al2(SO4)3 (т) |
–3444 |
–3103 |
239 |
Al2O3 (т) |
–1676 |
–1580 |
50,9 |
BaCO3 (т) |
–1235 |
–1134 |
103 |
BaO (т) |
–548 |
–518 |
70,4 |
C (графит) |
0 |
0 |
5,74 |
C 2H 2 (г) |
226,8 |
209,2 |
200,8 |
C2H4 (г) |
52 |
68 |
219,4 |
C2H5OH (ж) |
–277 |
–175 |
160,7 |
C6H6(ж) |
82,9 |
129,7 |
269,2 |
CaCO3 (т) |
–1207 |
–1128 |
89 |
CaO (к) |
–636 |
–603 |
40 |
CH3OH (ж) |
–239 |
–166,2 |
126,8 |
CH4 (г) |
–74,85 |
–50,79 |
186,19 |
Cl2 (г) |
0 |
0 |
222,96 |
CO (г) |
–110,5 |
–137,14 |
197,54 |
CO2 (г) |
–394 |
–394,4 |
214 |
Cu(к) |
0 |
0 |
33,3 |
CuO(к) |
-162,0 |
-129,9 |
42,6 |
Fe (т) |
0 |
0 |
27,3 |
FeO (к) |
-264,8 |
-244,3 |
60,8 |
Fe2O3 (т) |
–823 |
–740 |
87,9 |
Fe3O4 (к) |
-1117,1 |
-1014,2 |
146,2 |
H2 (г) |
0 |
0 |
130 |
H2O (г) |
–242 |
–229 |
189 |
H2O (ж) |
–286 |
–237 |
70 |
H2O2(г) |
-187,9 |
-220,6 |
109,6 |
H2S (г) |
–21 |
–33,8 |
206 |
HСl (г) |
–93 |
–95,3 |
187 |
KCl(к) |
-435,9 |
-408,0 |
82,6 |
KClO3(к) |
-391,2 |
-289,9 |
143,0 |
N2O (г) |
82 |
104 |
220 |
Na2CO3 (т) |
–1138 |
–1048 |
136 |
Na2O (т) |
–416 |
–378 |
75,5 |
38
|
|
|
|
Продолжение табл. П.1 |
|||
|
|
|
|
|
4 |
|
|
1 |
2 |
|
3 |
|
|
||
NaOH (т) |
–427,8 |
|
–381,1 |
|
64,16 |
|
|
N 2 (г) |
0 |
|
0 |
|
191,5 |
|
|
NH3 (г) |
–46 |
|
–16,7 |
|
193 |
|
|
NH4Cl (т) |
–314 |
|
–203 |
|
96 |
|
|
NH4NO3 (т) |
–365 |
|
–184 |
|
151 |
|
|
NO (г) |
90,37 |
|
86,71 |
|
210,62 |
|
|
NO2 (г) |
33 |
|
51,5 |
|
240,2 |
|
|
N2O(г) |
82,0 |
|
104,1 |
|
219,9 |
|
|
N2O5 (г) |
-42,7 |
|
114,1 |
|
178,0 |
|
|
O2 (г) |
0 |
|
0 |
|
205 |
|
|
2O3(г) |
142,7 |
|
70,8 |
|
238,9 |
|
|
PCl 5 (к) |
-399,1 |
|
-445,6 |
|
166,5 |
|
|
P2O5 (т) |
–1492 |
|
–1348,8 |
|
114,5 |
|
|
SiO2 (т) |
–908,3 |
|
–854,2 |
|
42,7 |
|
|
SO2 (г) |
–297 |
|
–300 |
|
248 |
|
|
SO3 (г) |
–395,2 |
|
–370,4 |
|
256,23 |
|
|
Zn (т) |
0 |
|
0 |
|
41,59 |
|
|
ZnO (т) |
–349 |
|
–318,2 |
|
43,5 |
|
|
Таблица П.2
Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар при 25°С
Название и символ |
Электродный процесс |
E ° , В |
|
элемента |
среда |
||
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
1 |
2 |
3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Au (золото) |
Au+ + е- = Au |
+1,691 |
|
|
|
|
|
Ag (серебро) |
Ag+ + е- = Ag |
+0,80 |
|
|
|
|
|
|
Br2 + 2е- = 2Br- |
+1,09 |
|
Br (бром) |
|
|
|
2BrO- + 2Н2О + 2е- = Br2 + 4ОН- |
+0,43 |
||
|
|
|
|
|
2BrO3 - + 12Н+ + 10е- = Br2 + 6Н2О |
+1,51 |
|
|
|
|
|
|
Cl2 + 2 е- = 2Cl- |
+1,40 |
|
Cl (хлор) |
|
|
|
2ClO- + 2Н2О + 2е- = Cl2 + 4ОН- |
+0,48 |
||
|
|
|
|
|
2ClO- + 4Н+ + 2 е- = Cl2 + 2Н2О |
+2,14 |
|
|
|
|
39
Продолжение табл. П.2
1 |
2 |
3 |
|
|
|
|
|
|
|
2ClO3- + 6Н2О + 10е- = Cl2+ 12ОН- |
+0,48 |
|
|
|
|
2ClO3- + 12Н+ + 10 е- = Cl2 + 6Н2О |
+1,47 |
|
|
|
|
ClO4- + 2Н+ + 2е- = ClO3- + Н2О |
+1,19 |
|
|
|
Cr (хром) |
Cr2O72- + 14Н+ + 6е- = 2Cr3+ + 7Н2О |
+1,33 |
|
|
|
Cu (медь) |
Cu2+ + 2 е- = Cu |
+0,34 |
|
|
|
H (водород) |
H+ + 2 е- = H2 |
± 0,00 |
|
|
|
О (кислород) |
H2O2 + 2Н+ + 2е- = 2H2O |
+1,76 |
|
|
|
Hg (ртуть) |
Hg22+ + 2 е- = 2Hg |
+0,79 |
|
|
|
P (фосфор) |
H3PO4 + 5Н+ + 5е- = P + 4Н2О |
-0,38 |
|
|
|
|
I2 + 2 е- = 2I- |
+0,54 |
|
|
|
|
IO3- + 6Н+ + 6 е- = I- + 3Н2О |
+1,08 |
I (йод) |
|
|
IO3- + 3Н2О + 6 е- = I- + 6ОН- |
+0,25 |
|
|
|
|
|
2IO3- + 12Н+ + 10е- = I2 + 6Н2О |
+1,19 |
|
|
|
|
2IO3- + 6Н2О + 10 е- = I2 + 12ОН- |
+0,20 |
|
|
|
K (калий) |
K+ + е- = K |
−2,92 |
|
|
|
Li (литий) |
Li+ + е- = Li |
−3,05 |
|
|
|
|
MnO4- + 2Н2О + 3 е- = MnO2 + 4ОН- |
+0,62 |
Mn (марганец) |
|
|
MnO4- + е- = MnO42- |
+0,56 |
|
|
|
|
|
MnO4- + 8Н+ + 5е- = Mn2+ + 4Н2О |
+1,53 |
|
|
|
|
N2 + 8Н+ + 2е- = 2NH4+ |
+0,27 |
N (азот) |
|
|
NO2- + 2Н+ + 2е- = NO + Н2О |
+1,20 |
|
|
|
|
|
2NO2- + 3Н2О + 4е- = N2O + 6ОН- |
+0,16 |
|
|
|
40
Продолжение табл. П.2
1 |
2 |
3 |
|
|
|
|
|
|
|
NO3- + 3Н+ + 2е- = HNO2 + Н2О |
+0,93 |
|
|
|
|
NO3- + Н2О + 2 е- = NO2- + 2ОН- |
+0,01 |
N (азот) |
|
|
NO3- + 10Н+ + 8е- = NH4+ + 3Н2О |
+0,88 |
|
|
|
|
|
NO3- + 4Н+ +3 е- = NO + 2Н2О |
+0,96 |
|
|
|
|
NO3- + 2Н+ + е- = NO2 + Н2О |
+0,77 |
|
|
|
Pd (палладий) |
Pd2+ + 2 е- = Pd |
+0,92 |
|
|
|
Pb (свинец) |
PbO2 + 4Н+ + 2е- = Pb2+ + 2Н2О |
+1,46 |
|
|
|
Rb (рубидий) |
Rb+ + е- = Rb |
−2,93 |
|
|
|
Sc (скандий) |
Sc3+ + 3 е- = Sc |
−2,08 |
|
|
|
|
S + 2Н+ + 2е- = H2S |
+0,14 |
|
|
|
|
SO32- + 3Н2О + 4 е- = S + 6ОН- |
-0,66 |
|
|
|
|
SO32- + 6Н+ + 4е- = S + 3Н2О |
+0,58 |
|
|
|
|
SO42- + 10Н+ + 8е- = H2S + 4Н2О |
+0,31 |
|
|
|
|
SO42- + 8Н+ + 6е- = S + 4Н2О |
+0,35 |
S (сера) |
|
|
SO42- + 8Н+ + 8е- = S2- + 4Н2О |
+0,15 |
|
|
|
|
|
SO42- + 4Н2О + 8е- = S2- + 8ОН- |
-0,67 |
|
|
|
|
SO42- + 4Н+ + 2е- = SO2 + 2Н2О |
+0,16 |
|
|
|
|
SO42- + ОН- + 2е- = SO2 + Н2О |
-1,50 |
|
|
|
|
SO42- + Н2О + 2е- = SO32- + 2ОН- |
-0,93 |
|
|
|
|
SO42- + 2Н+ + 2е- = SO32- + Н2О |
-0,10 |
|
|
|
41