3.2. Практические занятия

Практические занятия – форма учебного занятия, направленная на развитие самостоятельности учащихся и приобретение умений и навыков. Практические занятия в форме семинаров позволяют сформировать практические навыки самостоятельной работы с научной литературой, получить опыт публичных выступлений.

Семинары – составная часть учебного процесса, групповая форма занятий при активном участии студентов. Семинары способствуют углубленному изучению наиболее сложных проблем науки и служат основной формой подведения итогов самостоятельной работы студентов. На семинарах студенты учатся грамотно излагать проблемы, свободно высказывать свои мысли и суждения, вести полемику, убеждать, доказывать, опровергать, отстаивать свои убеждения, рассматривают ситуации, способствующие развитию профессиональной компетентности, что способствует приобретению навыков и умений, необходимых современному специалисту.

3.2.1. Методические указания по подготовке к практическим занятиям

Номер занятия	Тема занятия	Объем, час.
1	Основные понятия и законы химии	2
2	Периодическая система химических элементов и строение атома	2
3	Химическая связь и строение молекул	2
4	Термодинамика и термохимия	2
5	Общие свойства растворов	2
6	Растворы электролитов	2
7	Окислительно-восстановительные процессы	2
8	Электролиз	2
Всего за семестр		16
1	Комплексные соединения	2
2	Щелочные и щелочноземельные металлы	2
3	Подгруппы азота и углерода	2
4	Галогены и халькогены	2
5	Кислород. Пероксиды	2
6	Водород. Гидриды. Инертные газы	2
7	Переходные металлы	2
8	Коррозия металлов и способы защиты от неё	2
Всего за семестр		16

Примеры решения задач

При решении химических задач рекомендуется соблюдать следующий алгоритм:

а) внимательно прочитать текст задачи, не обращая особого внимания на числа и вникнуть в химическую сущность условия; если в задаче идёт речь о химических реакциях, то постараться записать их уравнения; если в задаче идёт речь о смешивании растворов или каких-то веществ, то желательно изобразить схему этого смешивания.

б) ещё раз прочитать условие задачи, обращая внимание на числа; при этом необходимо выяснить, к каким веществам или их смесям эти цифры относятся и грамотно записать «Дано:»;

в) проанализировать вопрос задачи и имеющиеся данные, попытаться их связать, выстроив логическую цепочку и алгоритм действий по нахождению ответа; при невозможности прямого решения задачи попробовать решить обратную задачу (если последняя решаема, то данная задача может быть решена путём составления уравнения);

г) определить необходимые вспомогательные величины (например, молярные массы);

д) сделать необходимые расчёты, четко записывая числа вместе с единицами измерения, поясняя, какая величина найдена в ходе каждого действия и к каким веществам (смесям) она относится;

е) сравнить полученный результат с исходными данными и логически определить, возможно ли его получение.

Тип 1. Расчёт количества вещества, массы и объёма продуктов реакции по известным массам (объёмам, количествам вещества) двух и более исходных веществ.

Задачи данного типа решаются, исходя из соотношений количеств (масс, объёмов) веществ по уравнениям реакций. Они бывают усложнены тем, что предварительно требуется найти массу чистого вещества в растворе (смеси) или через массу чистого вещества определить массу раствора (смеси). Если известны (или по данным условия определяются) количества двух исходных веществ, то расчёт количества продукта следует проводить через вещество, находящееся в недостатке, так как именно оно расходуется в реакции полностью.

Пример. В процессе производства фосфорных удобрений из апатитов побочным продуктом является фтороводород, один из наиболее токсичных и опасных веществ-загрязнителей окружающей среды. Он воздействует на глаза, слизистые оболочки, кожу, вызывает отек легких и поражает сердце. С целью предотвращения загрязнения окружающей среды НF поглощается раствором соды в соответствующих башнях. Рассчитайте, какая масса 20 % раствора соды необходима для поглощения выделившегося фтороводорода при обработке 100 кг апатита 3Са₃(РО₄)₂ ∙ СаF₂ тридцатью килограммами серной кислоты.

Решение. В ходе анализа условия выясняем, что в задаче речь идёт о двух химических реакциях, для которых составим уравнения. Для взаимодействия апатита с серной кислотой:

3Ca₃(PO₄)₂ ∙ CaF₂ + 7H₂SO₄ = 7CaSO₄ + 3Ca(H₂PO₄)₂ + 2HF↑ (1)

и фтороводорода с содой:

2HF + Na₂CO₃ → 2NaF + H₂O + CO₂↑ (2)

Записываем «Дано:»:

m(3Са₃(РО₄)₂ ∙ СаF₂) = 100 кг

ω(Na₂CO₃) = 20%

m(H₂SO₄) = 30 кг .

m(р-ра Na₂CO₃)=?

По уравнениям реакций можно определить количество соды через количество фтороводорода, а последнее – через количество соды. Количество соды связано с количеством её раствора через массовую долю:

ω(соды) = ;

Для определения массы серной кислоты потребуется знание количества веществ (или масс) фтороводорода и апатита. Для определения количества вещества потребуются молярные массы, которые мы определим:

M [3Ca₃(PO₄)₂ ∙ CaF₂] = 3∙(40∙3+(31+16∙4)∙2)+(40+19∙2) = 912 г/моль;

М (H₂SO₄) = 2+32+16∙4 = 98 г/моль;

М (Na₂CO₃) = 23∙2+12+16∙3 = 106 г/моль

Определяем, какое количество вещества содержат апатит массой 100 кг и серная кислота массой 30 кг.

ν [3Ca₃(PO₄)₂ ∙ CaF₂] = = = = =109,65 моль

ν (H₂SO₄) = = = = 306,12 моль

Согласно уравнению реакции (1) 1 моль апатита взаимодействует с 7 молями серной кислоты, значит, кислоты требуется в 7 раз больше, чем апатита. Следовательно, для имеющихся по условию задачи 109,65 моль апатита потребуется 7∙109,65 моль = 767,55 моль H₂SO₄, а из условия имеется всего 306,12 моль, что гораздо меньше чем требуется. Следовательно, серная кислота находится в недостатке, и расчет количества фтороводорода необходимо проводить по H₂SO₄, а не по апатиту, который расходуется не полностью.

По уравнению (1) фтороводорода выделяется в = 3,5 раза меньше, чем серной кислоты. Следовательно, по данным задачи выделится:

ν (HF) = = = 87,46 моль

По уравнению (2) соды требуется в 2 раза меньше, чем имеется фтороводорода, т.е.

ν (Na₂CO₃) = = 43,73 моль

Определим массу этого количества вещества Na₂CO₃, которое должно содержаться в растворе

m (Na₂CO₃)=ν(Na₂CO₃) ∙ M(Na₂CO₃)=43,73 моль ∙ 106 г/моль=4635,57 г ≈ 4,64 кг

Для расчета массы раствора соды воспользуемся формулой массовой доли: ω (р-рённого вещества) = .

Выразим из неё массу раствора и подставим числа:

m (р-ра Na₂CO₃) = = == 23,2 кг

Сравниваем полученный результат (23,2 кг) с условием: исходные вещества взяты в кг (30 кг и 100 кг), следовательно, грубого промаха нет, логически получение данного результата возможно.

Тип 2. Расчёт молярной концентрации и массовой доли раствора.

Задачи данного типа решаются с использованием формул вычисления массовой доли и молярной концентрации:

ω (р-рённого вещества) = ;

С (р-рённого вещества) = .

При расчётах следует учитывать, что

m (р-ра) = m (р-рённого вещества) + m (р-рителя), но

V (р-ра) ≠ V (р-рённого вещества) + V (р-рителя).

Молярную концентрацию растворённого вещества принято иначе называть молярностью раствора.

Пример. В 75 мл воды растворили 40 г хлорида кальция. Определите молярность раствора и массовую долю растворённого вещества, если известно, что плотность раствора составляет 1,15 г/см³.

Решение. Для решения этой задачи можно считать, что при растворении соли в воде химическая реакция не идёт. Оформляем «Дано:».¹ Для определения молярной концентрации потребуется молярная масса хлорида кальция.

М (CaCl₂) = 40 + 35,5∙2 = 111 г/моль.

Находим количество растворенного вещества

ν (CaCl₂) = = = 0,36 моль

Далее требуется найти объем раствора: V (р-ра) =

Плотность раствора равна 1,15 г/см³ (=1,15 г/мл), а масса раствора складывается из массы воды и растворённого вещества.

Так как (Н₂О) = 1 г/см³ = 1 г/мл, то

m (Н₂О) = V (Н₂О) ∙ (Н₂О)мл·1 г/мл =75 г,

следовательно, m (р-ра) = m (Н₂О) + m (CaCl₂)=75г+ 40г= 115 г,

а V_р-ра = = =100 мл = 0,1 л.

Найдём молярную концентрацию раствора

С (CaCl₂) ===3,6 моль/л

Массовая доля растворённого вещества в растворе равна

ω (CaCl₂) = == 0,3478 = 34,78%.

Тип 3. Расчёт молярной концентрации раствора с известной массовой долей растворённого вещества

В задачах данного типа известны или нужно найти такие характеристики раствора, которые не зависят от его количества. Поэтому при решении можно, во-первых, выбрать любую массу (объём) раствора и с ним работать, или, во-вторых, решить задачу алгебраически, для чего вывести формулу зависимости одной характеристики раствора от другой.

Пример. Определите молярную концентрацию гидроксида натрия в его 30 %-ом растворе, плотность которого равна 1,4 г/мл.

Решение. Для нахождения молярной концентрации требуется знать коли­чест­во вещества NaOH и объём раствора.

Выберем для расчётов V (р-ра) = 1л = 1000 мл, тогда его масса составит

m (р-ра) = ρ (р-ра)∙V (р-ра) = 1,4 г/мл ∙ 1000 мл = 1400 г

Количество вещества NaOH можно определить через массовую долю и молярную массу М (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль

Масса гидроксида натрия составит:

m (NaOH) = ω (NaOH) ∙ m (р-ра) = 30 % ∙ 1400 г =0,3 ∙ 1400 г =420 г,

а его количество вещества ν (NaOH) = = = 10,5моль

Найдём молярность раствора С (NaOH) = = = 1,5 моль/л

Тип 4. Составление электронных и электронно-графических формул атомов и одноатомных ионов.

Для решения таких задач следует пользоваться либо основными правилами заполнения электронных оболочек атомов, либо Периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева.

Пример. Составьте электронные и электронно-графические (для внешнего и предвнешнего энергетических уровней) формулы атома железа и ионов Fe (II) и Fe (III).

Решение. Порядковый номер химического элемента соответствует числу электронов в электронной оболочке его атома, поэтому нейтральный атом железа содержит 26 электронов. Заряд иона показывает, какое количество электронов было отдано или принято атомом. Следовательно, электронные оболочки катионов Fe²⁺ и Fe³⁺ соответственно содержат 24 и 23 электрона.

В периодической системе химических элементов железо расположено в 4-ом периоде, следовательно, его электроны располагаются на 4-х энергетических уровнях. Составим электронную формулу атома Fe:

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d⁶.

Так как атом способен отдавать валентные электроны с внешнего, а d-элементы ещё и с предвнешнего уровня, составим электронную формулу ионов железа:

Fe²⁺ 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s⁰3d⁶

Fe³⁺ 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s⁰3d⁵

Внешним для железа являются 4-й, а предвнешним 3-й электронный уровень, что описывается следующими электронно-графическими формулами:











4s

3s







3d





3p

Fe











4s











4s

3s







3d

3s







3d



3p

Fe2+



3p

Fe3+

Тип 5. Расчёт энергии Гиббса и определение направления химической реакции по справочным данным.

Пример. Вычислите Δ Gº обратимой реакции:

H₂ +Se(г) H₂Se(г)

и определите, в каком направлении она будет протекать при стандартных условиях.

Решение. Пользуясь значениями ΔGº образования веществ, на основании следствия из закона Гесса определим Δ Gº прямой реакции:

ΔGº = ΔG(H₂Se(г)) – (ΔGº(H₂)+ΔGº(Se(г)) = 16 – (0 + 188) = –172 кДж/моль

Так как ΔGº < 0, то реакция будет идти в прямом направлении, то есть в сторону образования H₂Se из Н₂ и Se.

Расчёт стандартной свободной энергии Гиббса реакции можно проводить и посредством вычисления изменения теплосодержания (ΔНº) и энтропии (Δ Sº) системы согласно выражению:

Δ Gº = ΔНº - TΔ Sº.

По справочным данным определим изменения стандартных энтропии и энтальпии реакции:

ΔSº = Sº(H₂Se) – ( Sº(H₂) + Sº(Se)) = 219 – (131 + 177) = -89 Дж/(моль·К) =

= -89· 10^-3 кДж/(моль·К);

ΔНº_обр(H₂Se) = 30 – 228 = –198 кДж/ моль

Т = 298+0^ºС = 298 К (стандартные условия),

Таким образом, Δ Gº = – 198 – 298 · (– 89) · 10^–3 = 172 кДж/моль.

Тип 6. Расчёт теплового эффекта химической реакции на основании закона Гесса.

Пример. Определите тепловой эффект реакции

4КClO₃ = 3KСlO₄ + KCl,

исходя из термохимических реакций:

KСlO₃ = KCl + ½O₂ ; ΔНº = -49,4 кДж/моль

KСlO₄ = KCl +2О₂ ; ΔНº =33 кДж/моль.

Решение. Запишем в соответствии со вторым следствием из закона Гесса выражения тепловых эффектов предложенных реакций и на их основании выразим теплоты образования КClO₃ и KСlO₄, учитывая, что ΔНº_обр простых веществ равны нулю:

–49,4 кДж/моль = ΔНº_обр(KCl) + ½ ΔНº_обр (О₂) - ΔНº_обр (KСlO₃)

ΔНº_обр (KСlO₃) = ΔНº_обр(KCl) + 49,4 кДж/моль (1)

33 кДж/моль = ΔНº_обр(KCl) + 2ΔНº_обр (О₂) - ΔНº_обр (KСlO₄)

ΔНº_обр (KСlO₄) = ΔН_обр (KCl) – 33 кДж/моль (2)

Запишем выражение теплового эффекта искомой реакции и найдём его значение, подставив значения теплот образования KСlO₃ и KСlO₄, а также учитывая, что ΔНº_обр(О₂) = 0, в уравнения (1) и (2), соответственно:

ΔНº_р = 3 ΔНº_обр (KСlO₄) + ΔНº_обр (KCl) - 4 ΔНº_обр (KСlO₃) = 3(ΔНº_обр (KCl) – 33) + ΔНº_обр (KCl) – 4(ΔНº_обр (KCl) +49,4) = 3 ΔН_обр (KCl) – 99 + ΔНº_обр (KCl) - 4 ΔН_обр (KCl) + 197,6 = –296,6кДж/моль

Тип 7. Определение знаков термодинамических функций и условий самопроизвольного протекания процесса.

Задачи данного типа решаются без проведения вычислений путём эмпирических рассуждений.

Пример. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции образования из монооксида диоксида углерода, а если возможно, то при каких температурах (высоких, низких, любых):

2CO + O₂ = CO₂ ; ∆H⁰ < 0.

Решение. Самопроизвольность протекания химического процесса можно установить по величине свободной энергии Гиббса ∆G⁰, учитывающей зависимость изменения теплосодержания ∆H⁰ и энтропии ∆S⁰ реакции:

∆G⁰ = ∆H⁰ ─ T∆S⁰.

Если ∆G < 0, то исходные вещества превращаются в продукты реакции. Поскольку реакция получения диоксида углерода экзотермическая ∆H⁰ < 0,

Таким образом, для её само­произ­воль­ного протекания необходимо, чтобы выполнялось условие

T∆S > 0;

либо абсолютные значения

|T∆S| < |∆H|.

Учитывая, что реакция сопровождается уменьшением объемов газообразных продуктов — из 3 V СО и 1 V О2 образуется 2 V CO2, энтропия системы понижается, то есть ∆S < 0, следовательно, T∆S < 0, поэтому ∆G будет отрицательным только если к отрицательному значению ∆Н будет прибавлено небольшое по модулю положительное значение (–Т∆S). Это условие выполняется при низких температурах, где |T∆S| < |∆H|.

Типы 8 и 10. Составление уравнения диссоциации сильной кислоты (сильного основания) и расчет pH ее (его) раствора.

Задачи данного типа решаются с использованием формул

pH= -lg[H⁺]; pОH= -lg[ОH^–]; рН + рОН = 14

При расчёте следует учитывать, что сильные электролиты диссоциирует нацело и концентрации Н⁺ и ОН^– можно рассчитать по уравнениям диссоциаций.

Пример 1. Вычислите pH и pOH 0,0004М раствора HNO₃.

Решение. Азотная кислота является сильным электролитом и диссоциирует практически полностью согласно уравнению HNO₃ → H⁺ + NO₃^– , следовательно, [H⁺] = С(НNO₃) = 0,0004 моль∕л = 4 ∙ 10^-4 моль∕л, отсюда pH = -lg[H⁺] = -lg(4∙10^-4) = 3,4;

pOH = 14 – pH = 14 – 3,4 = 10,6

Пример 2. Рассчитайте рН 0,01 М раствора NaOH.

Решение. Гидроксид натрия ─ сильное основание, практически полностью диссоциирующее по уравнению:

NaOH → Na⁺ + OH^–.

Следовательно, [OH^–] = С(NaOH) = 0,01 моль/л.

Концентрацию ионов водорода можно найти, воспользовавшись ионным произведением воды:

[H⁺] = = = 10^-12 моль/л.

pH = -lg[H⁺] = ─lg10^–12 = 12.

Типы 9 и 11. Составление уравнения диссоциации слабой кислоты (основания), расчет рН и степени диссоциации её (его) раствора.

В этих задачах используются те же формулы, что и при решении задач типа 8, однако необходимо учитывать, что слабые электролиты диссоциируют не полностью, поэтому концентрацию ионов Н⁺ или ОН^– необходимо рассчитывать через формулу константы диссоциации либо по закону разбавления Оствальда.

Пример 1. Рассчитайте рН и степень диссоциации 1М раствора СН₃СООН.

Решение. В водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие СН₃СООН → СН₃СОО^- + H^+, константа которого равна:

=1,7∙10^–5.

В выражении константы диссоциации все величины представим через [H⁺] и [СН₃СООH]. По уравнению диссоциации [H⁺] = [CH₃COO^–].

Уксусная кислота в растворе частично находится в молекулярной форме, а частично продиссоциирует и существует в форме ионов. Отсюда:

[CH₃COOH] = C(CH₃COOH) – [CH₃COO^–] = C(CH₃COOH) ─ [H⁺].

K=

Это уравнение можно упростить, если С/К > 100. В данном случае С/K = 5,8∙10⁴, поэтому K = .

Отсюда [H⁺] == = 4∙10^-3моль/л,

рН = ─lg[H⁺] = ─ lg (4∙10^-3) = 2,38.

Степень диссоциации α будет равна

α = = = 0,004 или 0,4%.

Пример 2. Рассчитайте рН и степень диссоциации 1,5 М раствора аммиака.

Решение. В растворе аммиака устанавливается равновесие:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^–,

константа которого равна:

= 1,8∙10^-5.

Пусть равновесная концентрация [OH^–] и [NH₄⁺] равна х моль/л. Тогда, [NH₃] = (1,5 ─ х) моль/л. Подставляя эти значения в выражение для константы химического равновесия и решая квадратное уравнение, получаем: х = 5 ∙10^–-3. Концентрацию ионов водорода находим через ионное произведение воды:

[H⁺] = = = 2∙10^-12 моль/л.

pH = -lg[H⁺] = ─lg2∙10^-12 = 11,7.

Степень диссоциации α ≈ = = 3,5∙10^-3.

Тип 12. Расчёт константы равновесия для ионной реакции и определение смещения равновесия.

При решении задач этого типа вначале следует проанализировать, сколько ступеней имеет возможная реакция, а затем рассчитать константы равновесия для каждой ступени. Реакция практически протекает с образованием продуктов той ступени взаимодействия, для которой константа равновесия является величиной больше единицы.

Пример. Определите, возможно ли с помощью плавиковой кислоты вытеснить сернистую из её соли. Ответ подтвердите уравнениями реакций и вычислениями констант равновесий.

Решение. При вытеснении плавиковой кислотой сернистой кислоты из её соли протекание реакции возможно в две ступени, каждая из которых характеризуется своей константой равновесия:

Вначале может образоваться кислая соль:

HF + SO₃^2– F^– + HSO₃^– ; К₁ = (1);

а при затем может образоваться непосредственно сернистая кислота:

HF + НSO₃^– F^– + H₂SO₃ ; К₂ = (2).

Рассчитаем величину К₁. Представим её выражение в виде выражения, включающего константы сернистой и плавиковой кислот, которые представляют собой известные справочные данные:

К(НF) = = 6,6 ∙ 10^–4;

К₁(H₂SO₃) = = 1,7 ∙ 10^–2 ; К₂(H₂SO₃) = = 6,3 ∙ 10^–8.

Для этого умножим числитель и знаменатель константы равновесия (1) на величину [H⁺]:

К₁ = = = = ≈ 10000.

Большая величина константы равновесия указывает на значительное преобладание в равновесной смеси продуктов реакции и можно считать, что реакция (1) протекает практически до конца. Аналогично рассчитаем константу равновесия для реакции (2):

К₂ = = = = ≈ 0,039.

Малая величина константы равновесия показывает, что равновесие (2) сильно смещено влево, в равновесной смеси преобладают исходные вещества. Следовательно, взаимодействие плавиковой кислоты с солями сернистой кислоты не доходит до образования свободной сернистой кислоты, а образуются кислые соли. Уравнение практически протекающей реакции следует записать так:

HF + SO₃^2– = F^– + HSO₃^–

Тип 13. Составление уравнения гидролиза соли и расчёт рН её раствора с известной молярной концентрацией.

При решении задач такого типа вначале следует составить уравнение диссоциации соли; выяснить, какой из ионов подвергается гидролизу; записать сокращённое ионное уравнение гидролиза и рассчитать константу гидролиза, воспользовавшись ионным произведением воды и константой диссоциации соответствующей кислоты (основания). Затем нужно выразить из выражения константы гидролиза концентрацию иона Н⁺ или ОН^–, а, определив их, находить рН как в задачах типов 8-11.

Пример. Определите рН в 0,01М растворе сульфата аммония.

Решение. Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ представляет собой хорошо растворимую в воде соль – сильный электролит, практически полностью диссоциирующий на ионы по уравнению: (NH₄)₂SO₄ → 2NH₄⁺ + SO₄^2–; при этом концентрация ионов аммония будет в 2 раза больше, чем исходная концентрация соли, т.е. составит С(NH₄⁺) = 0,01∙2 = 0,02 моль/л. Поскольку (NH₄)₂SO₄ — соль слабого основания и сильной кислоты, то она подвергается гидролизу по катиону с образованием слабого основания:

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

Рассчитаем константу гидролиза:

К_h = ====5,59∙10^–10

Пусть [H⁺] = х моль/л. По уравнению гидролиза [NH₄OH] = [H⁺] = х моль/л и подверглось гидролизу х моль/л ионов NH₄⁺. Тогда равновесная концентрация [NH₄⁺] составит (0,02– х) моль/л. Подставим эти выражения в выражение константы гидролиза:

К_h = ==. Получим уравнение:

=5,59∙10^–10, которое можно упростить. Так как значение дроби очень мало, то числитель во много раз меньше знаменателя и, следовательно, х << 0,02 и 0,02 – х ≈ 0,02. Упрощённое уравнение примет вид:

= 5,59∙10^–10; откуда х = = 3,34∙10^–6. Значит,

[H⁺]=3,34∙10^–6; а рН = -lg[H⁺] = ─lg(3,34∙10^–6) = 5,74.

Тип 14. Составление уравнения окислительно-востановительной реакции и определение возможностей ее протекания.

При решении таких задач требуется составить электронный баланс между полуреакциями окисления и восстановления. Для этого можно использовать как метод электронного баланса, так и электронно-ионный метод (метод полуреакций), который предпочтительнее, так как его уравнения отражают реально протекающие процессы.

Пример. Составьте уравнение реакции окисления дихроматом калия иодида калия до молекулярного иода в присутствии серной кислоты, используя метод полуреакций.

Решение.

Учитывая, что Cr₂O₇^2– — восстанавливается в кислой среде до Cr³⁺, а I^– — окисляется до I₂⁰, запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции:

KI + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + …

Электронно-ионная схема имеет вид:

2I^– – 2e = I₂ │3

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O │1

Умножив обе полуреакции на соответствующие множители и складывая левые и правые части, получим полное ионное уравнение реакции:

6I^– + Cr₂O₇²⁺ + 14H⁺ = 3I₂ + 2Cr³⁺+ 7H₂О

Добавляем в левую и правую части уравнения одинаковые количества ионов, присутствовавших в исходных веществах, но не участвовавших в реакции:

6К⁺ + 6I^– + 2К⁺+Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 7SO₄^2- = 3I₂ + 2Cr³⁺ + 7H₂О + 7SO₄^2– + 8К⁺

Соединяем ионы противоположного знака в молекулы, получаем:

окончательное уравнение реакции:

6KI + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 7H₂О

Тип 15. Расчёт ЭДС гальванческого элемента и определение возможности протекания окислительно-восстановительной реакции.

В этих задачах важно правильно рассчитать ЭДС реакции через окислительно-восстановительные потенциалы окислителя и восстановителя по формуле

ЭДС = Е(окислителя) – Е(восстановителя).

При ЭДС>0 самопроизвольное протекание реакции возможно, при ЭДС <0 – невозможно.

Для расчета ЭДС следует предварительно рассчитать окислительно-восстановительные потенциалы окислителя и восстановителя через уравнение Нернста

Е = Е + ln;

где Е - стандартный окислительно-восстановительный потенциал;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 );

Т – абсолютная температура (К);

n – число отданных или принятых в полуреакции электронов;

F – постоянная Фарадея (для расчётов можно принять равной 96500 Кл/моль);

[Ox] и [Red] – произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в процессе в окисленной (Ох) и восстановленной (Red) формах.

Для стандартной температуры (+25С) при подстановке значений универсальной газовой постоянной и постоянной Фарадея можно использовать выражение:

Е = Е + ln;

Пример 1. Определите, можно ли с помощью дихромата калия в кислой среде окислить иодид калия до молекулярного иода.

Решение. Для определения возможности протекания данной окислительно-востановительной реакции определим значения окислительно-восстановительных потенциалов. Реакции протекают при условии, что Е⁰ окислителя больше Е⁰ восстановителя. Т.к. в условии не указаны концентрации и температура, воспользуемся значениями стандартных потенциалов.

По справочным данным находим стандартные окислительно-восстановительные потенциалы:

= 1,33 В; = 0,54 В.

Потенциал дихромата (окислителя) больше потенциала иодида (восстановителя), следовательно, протекание реакции возможно.

Пример 2. Определите ЭДС серебряно-кадмиевого гальванического элемента, в котором активности ионов серебра и кадмия соответсвенно равны 0,1 и 0,005 моль/л.

Решение. Для определения ЭДС рассчитаем потенциалы отдельных электродов:

Е(Ag/Ag⁺) = 0,8 + 0,059 lg 0,1 = 0,8 – 0,059 = 0,74 В

Е(Сd/Cd²⁺) = –0,40 + lg 0,005 = 0,8 – 0,059 = –0,47 В

Отсюда ЭДС = Е(Ag/Ag⁺) – Е(Сd/Cd²⁺) = 0,74 В – (–0,47 В) = 1,21 В

Тип 16. Расчёт массовой доли раствора, образующегося при объединении определённых объёмов растворов одного вещества с разной массовой долей.

Решение этих задач осуществляется с использованием формулы массовой доли. Если при объединении растворов не происходит химической реакции, можно использовать «правило креста», выражаемое формулой:

=; где индексами 1, 2 и 3 помечены массовые доли одного и того же растворённого вещества соответственно в первом, втором исходных и полученном при их объединении третьем растворах. Очень важно правильно оформить «Дано».

Пример 1. К 10 г 15 %-ого добавили 40 г 30 %-ого раствора сульфата меди (II). Определите массовую долю сульфата меди в полученном растворе.

Решение. При объединении не происходит химической реакции. Обозначим индексами 1 и 2 все параметры, относящиеся соответственно к первому, второму объединяемым растворам, а индексом 3 – к полученному раствору и оформим «Дано:», сразу переведя массовую долю из % в доли единицы:

m₁(р-ра) = 10 г

m₂(р-ра) = 40 г

ω₁(CuSO₄) = 15 % = 0,15

ω₂(CuSO₄) = 30 % = 0,3 .

ω₃(CuSO₄) =?

Массовая доля CuSO₄ равна

Масса полученного раствора складывается из суммы масс исходных растворов: m₃(р-ра) = m₁(р-ра) + m₂(р-ра) = 10 + 40 = 50 г.

Масса сульфата меди складывается из масс CuSO_4, содержащихся в первом и втором растворах:

m₁(CuSO₄) = ω₁(CuSO₄) ∙ m₁(р-ра) = 0,15 ∙ 10 г = 1,5 г;

m₂(CuSO₄) = ω₂(CuSO₄) ∙ m₂(р-ра) = 0,3 ∙ 40 г = 12 г;

m₃(CuSO₄) = m₁(CuSO₄) + m₂(CuSO₄) = 1,5 г + 12 г = 13,5 г, следовательно, массовая доля сульфата меди в полученном растворе

Тип 17. Определение изменения скорости химической реакции при определённом изменении температуры.

Для решения задач данного типа следует использовать правило Вант-Гоффа:

Пример 1. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 30⁰ С, если γ =3?

Решение. По математическому выражению правила Вант-Гоффа

= = 3³ = 27

Скорость реакции при повышении температуры на 30 С увеличится в 27 раз.

Тип 18. Определение изменения скорости химической реакции при определённых изменениях концентраций реагирующих веществ.

Для решения этих задач рекомендуется использовать закон действующих масс: υ = k∙; где А и В – реагирующие вещества, а a и b - соответствующие коэффициенты перед ними в элементарной реакции.

Пример 1. Как изменится скорость элементарной реакции:

2NO + O₂ → 2NO₂,

если концентрацию оксида азота (II) увеличить в 3 раза?

Решение. Исходная скорость реакции согласно закону действующих масс: υ₁ = k (C(NO))²∙C(O₂).

После увеличения концентрации NO в 3 раза скорость реакции υ₂ составит

υ₂ = k(3C(NO))²∙C(O₂) = k∙9(C(NO))²∙C(O₂) = 9 υ₁.

Скорость реакции увеличится в 9 раз.

Тип 19. Определение возможности осаждения данного иона из раствора предложенного соединения определённым осадителем.

Для решения этих задач следует пользоваться произведениями растворимости малорастворимых веществ. Осадок образуется, если ионное произведение данного малорастворимого электролита больше его произведения растворимости.

Пример. Образуется ли осадок иодида серебра, если к 1 л 0,001 М раствора иодида калия прилить 500 мл 0,0001М раствора нитрата серебра?

Решение. Составим уравнение возможной реакции:

KI + AgNO₃ = КNO₃ + AgI↓;

в полной ионной форме:

K⁺ + I^– + Ag⁺ + NO₃^– = K⁺ + NO₃^– + AgI↓;

в сокращённой ионной форме: I^– + Ag⁺ = AgI↓;

Для решения этой задачи следует вычислить ионное произведение иодида серебра в полученном после объединения растворе и сравнить его с произведением растворимости.

Объём полученного раствора составит: 1л + 500 мл = 1 л + 0,5 л = 1,5 л.

Определим концентрации исходных веществ после объединения растворов. Из формулы молярной концентрации

ν(р-рённого в-ва) = С(р-рённого в-ва) V(р-ра).

Так как до разбавления и после разбавления количество вещества не меняется, то будут справедливы выражения:

с = С₂(KI) V₂(р-ра KI);

С₁(AgNO₃) V₁(р-ра AgNO₃) = С₂(AgNO₃) V₂(р-ра AgNO₃),

где индексами 1 и 2 помечены характеристики растворов соответ­ственно до и после объединения. Отсюда:

С₂(KI) = == 0,00067 моль/л = 6,7∙10^-4 моль/л;

С₂(AgNO₃) = == 0,000033 моль/л = = 3,3∙10^-5 моль/л;

Исходные соли – сильные электролиты, диссоциирующие нацело:

KI → K⁺ + I^– AgNO₃ → Ag⁺ + NO₃^–

Поэтому в растворах С(KI) = [K⁺], а С(AgNO₃) = [Ag⁺].

Ионное произведение [Ag⁺]∙[I^-] в полученном растворе составит:

[Ag⁺]∙[I^-] = 3,3∙10^-5 ∙ 6,7∙10^-4 = 2,2∙10^–8

Произведение растворимости иодида серебра ПР(AgI) = 8,3 ∙ 10^-17. Так как ионное произведение гораздо больше произведения растворимости, осадок AgI образуется.

Тип 20. Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса.

В этих задачах важно правильно определить степени окисления элементов и составить электронный баланс. Основным является правило: число отданных электронов всегда равно числу принятых электронов. Если окисляется (восстанавливается) сразу два и более элементов, то следует найти суммарное число отданных электронов с учетом соотношения между этими элементами в исходном веществе.

Пример. Составьте уравнение реакции согласно следующей схеме:

Cu₂S + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

Решение. Определим степени окисления элементов, учитывая, что сумма степеней окисления в веществе равна нулю:

+1 –2 +1 +5 –2 +2 +5 –2 +1 +6 –2 +4 –2 +1 –2

Cu₂S + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

Выпишем элементы, изменившие степени окисления и определим количество переданных электронов:

Cu⁺¹ – 1ē → Cu⁺²

S^–2 –8ē → S⁺⁶

N⁺⁵ +1ē → N⁺⁴

Так как в исходном веществе Cu₂S медь и сера находятся в соотношении 2 : 1, то необходимо сложить уравнения первых двух полуреакций, умножив первое из них на 2. Получим:

2Cu⁺¹ + S^–2 – 10 ē → 2Cu⁺² + S⁺⁶

N⁺⁵ +1ē → N⁺⁴

Теперь подбираем множители, на которые надо умножить уравнения полуреакций окисления и восстановления, чтобы соблюдался электронный баланс: число принятых электронов равнялось числу отданных электронов. Для этого необходимо второе уравнение умножить на 10, а первое – на 1.

2Cu⁺¹ + S^–2 – 10 ē → 2Cu⁺² + S⁺⁶ 1 окисление

N⁺⁵ +1ē → N⁺⁴ 10 восстановление

Таким образом, для окисления двух атомов меди и одного атома серы требуется 10 атомов азота, которые будут при этом восстанавливаться. Однако ставить перед азотной кислотой коэффициент 10 нельзя, т.к. часть содержащегося в ней азота не изменяет степень окисления, переходя в неизменном виде в соль – нитрат меди (II). Поэтому коэффициент 10 следует поставить перед оксидом азота (IV), т.к. именно содержащиеся в нём атомы азота принимали участие в окислении серы и меди. Получаем:

Cu₂S + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 10 NO₂ + H₂O

Теперь уравниваем количество атомов меди, серы:

Cu₂S + HNO₃ → 2Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 10 NO₂ + H₂O

Затем подсчитываем общее число атомов азота в правой части уравнения (получаем 14) и ставим коэффициент перед азотной кислотой:

Cu₂S + 14 HNO₃ → 2Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 10 NO₂ + H₂O

Уравниваем число атомов водорода:

Cu₂S + 14 HNO₃ → 2Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 10 NO₂ + 6 H₂O

и проверяем число атомов кислорода в обеих частях уравнения. Оно равно 42. Уравнение уравнено.

Тип 21. Определение масс и объёмов веществ, образующихся при электролизе.

В этих задачах важно правильно составить уравнение электролиза. Решение задач возможно несколькими способами. Очень часто расчёты проводят по уравнениям полуреакций окисления или восстановления. Для этого используют заряд одного моля электронов, который показывает постоянная Фарадея (для расчётов можно принять равной 96500 Кл/моль).

Пример. При электролизе водного раствора нитрата серебра с инертными электродами на аноде выделился газ объёмом 84 л при 0ºС и 101,3 кПа. Какая масса серебра образовалась при этом? Какое время для этого потребовалось, если сила тока составляла 5А?

Решение. Составим уравнение диссоциации и схемы электродных процессов: AgNO₃ → Ag⁺ + NO₃^-

K(-): Ag⁺ + e → Ag⁰ | A(+): 2H₂O – 4e → O₂ + 4H⁺

Суммарное уравнение процессов:

4AgNO₃ + 2H₂O = 4Ag↓ + 4HNO₃ + O₂↑.

Учитывая, что при 0ºС и 101,3 кПа молярный объём газов равен 22,4 л/моль, определяем количество выделившегося кислорода:

ν(О₂) = = = 0,375 моль

По уравнению реакции, определяем количество и массу выделившегося серебра: по сравнению с кислородом его выделилось в 4 раза, поэтому ν(Ag) = 0,375 моль ∙ 4 = 1,5 моль;

М(Ag) = 108 г/моль; m(Ag) = ν(Ag) ∙ M(Ag) = 1,5 моль ∙ 108 г/моль = 162 г.

По уравнению катодного процесса видно, что количество выделившегося серебра равно количеству прошедших через раствор электронов, то есть равно 1,5 моль. Так как 1 моль электронов имеет заряд 96500 Кл, то 1,5 моль электронов будут иметь заряд:

q = 1,5 моль ∙ 96500 Кл/моль = 144750 Кл

Из формулы количества электричества q =I ∙ t определим время:

t = = = 28950 c = 482,5 мин = 8,04 ч