УЧЕБНО - МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ПО ХИМИИ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

КУРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ХИМИИ

УЧЕБНО - МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС ПО ХИМИИ

Методические указания, программа,

Решение типовых задач

и контрольные задания

для студентов-заочников инженерно-технических

(нехимических) специальностей

КУРСК 2006

Составитель: И. В. Савенкова

УДК 546

 

 

Рецензент

Доктор химических наук, профессор кафедры химии Ф. Ф. Ниязи

 

 

Учебно – методический комплекс по химии [Текст]: методические указания, программа, решение типовых задач и контрольные задания / сост.: И. В. Савенкова; Курск. гос. техн. ун-т. Курск, 2006. 77 с., прилож. 5. Библиогр.: 6

 

Учебно – методический комплекс по химии содержит методические указания, программу, решение типовых задач и контрольные задания. Указывается порядок выполнения контрольного задания и правила его оформления.

Учебно – методический комплекс соответствует требованиям Рабочей программы, составленной на основании Примерной программы дисциплины «Химия» (2000г.), Государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования (2000г.) и Рабочих учебных планов инженерно-технических (нехимических) специальностей.

Предназначен для студентов – заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей.

 

 

Текст печатается в авторской редакции

ИД № 06430 от 10. 12. 01.

Подписано в печать. Формат 60х84 1 / 16. Печать офсетная.

Усл. печ. Уч.-изд. Тираж 200 экз. Заказ. Бесплатно.

Курский государственный технический университет.

Издательско – полиграфический центр Курского государственного технического университета. 305040 Курск, ул. 50 лет Октября 94.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Основным видом учебных занятий студентов-заочников является самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии он состоит из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям, выполнение контрольной работы, выполнение лабораторного практикума, индивидуальные консультации, посещение лекций, сдача зачета по лабораторному практикуму, сдача экзамена по всему курсу.

Работа с книгой. Изучать курс химии рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике.

Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые незнакомые термины и названия, формулы и уравнения химических реакций и т.п.

Изучая курс, обращайтесь к предметному указателю в конце книги. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен каждому студенту при повторении материала в период подготовки к экзамену.

Изучение курса химии должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач (см. список рекомендуемой литературы). Решение задач – один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала.

Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса химии, на которых глубоко рассматриваются основные понятия и закономерности, составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса.

Контрольные задания. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить контрольную работу. К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых задач, приведенных в данном пособии, по соответствующей теме.

Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованны, при решении задач необходимо приводить весь ход решения и математические преобразования.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена. Номера и условия заданий переписывать в том порядке, в каком они указаны в варианте (таблица вариантов контрольной работы приведена в конце пособия). Контрольная работа должна быть датирована, подписана студентом и представлена в деканат на рецензирование.

Если контрольная работа не зачтена, её нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и сдать на рецензирование вместе с не зачтённой работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте.

Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.

Консультации. В случае затруднений при изучении курса химии студентам следует обращаться за консультацией к преподавателю, который рецензирует контрольную работу. Консультации можно получить по вопросам самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам.

Лабораторные занятия. Для изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изучению предмета, логическое химическое мышление.

Студенты выполняют лабораторный практикум в период установочной или лабораторно-экзаменационной сессии.

Зачет. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты лабораторной работы и выводы из них, уметь составлять уравнения химических реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом лабораторного практикума.

Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, и зачтенную контрольную работу.

 

ПРОГРАММА

Рабочая программа составлена на основании Примерной программы дисциплины " Химия" (2000г.), Государственных образовательных стандартов высшего профессионального образования (2000г.) и Рабочих учебных планов инженерно-технических (нехимических) специальностей.

Программа состоит из введения, общей части курса химии, необходимой для подготовки инженеров любой специальности, и специальных вопросов по химии. Специальные вопросы по химии составлены для основных направлений (машиностроительное, строительное, приборостроительное) профилирования подготовки будущих инженеров.

 

ВВЕДЕНИЕ. ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ

Химия как раздел естествознания, ее связь с другими науками. Роль химических знаний в инженерной практике, создании новых конструкционных и вспомогательных материалов, в решении экологических проблем. Основные понятия, постулаты, стехиометрические законы химии. Использование их в расчетах.

 

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Строение атома. Квантово-механическая модель атома. Двойственная природа электрона. Уравнения Де Бройля, Шредингера. Квантовые числа, их физический смысл и пределы изменения. Атомные орбитали. Принцип Паули, правило Гунда. Последовательность заполнения атомных орбиталей. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева с позиций квантово-механической теории строения атома. Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений. Химическая связь. Метод валентных связей. Основные характеристики химической связи. Валентность по методу валентных связей. Типы химической связи и механизмы образования. Понятие о гибридизации электронных орбиталей. Строение простейших молекул. Метод молекулярных орбиталей и его основные положения. Типы взаимодействия молекул. Комплиментарность. Конденсированное состояние вещества (жидкое, мезаморфное, аморфное, кристаллическое), его особенности. Кристаллическое состояние вещества. Типы кристаллических решеток. Реальные кристаллы. Комплексные соединения, их состав, строение и свойства.

 

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ

Окислительно-восстановительные реакции, их сущность, типы и направление. Важнейшие окислители и восстановители. Понятие об электродных потенциалах металлов и их измерение. Ряд напряжений металлов и следствия из него. Уравнение Нернста. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Гальванические элементы, их устройство и работа. ЭДС и ее изменение. Электролиз. Сущность электродных процессов при электролизе и их последовательность. Электролиз с растворимыми и нерастворимыми электродами. Законы Фарадея. Выход по току. Практическое применение электролиза.

Коррозия металлов ее виды и факторы, защита от коррозии.

 

СПЕЦИАЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ, КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В МАШИНОСТРОЕНИИ

Обзор свойств металлов и их соединений. Свойства: s - и р-металлов. Методы получения и очистки металлов. Контроль качества металлов методами химического и физико-химического анализов. Комплексные соединения металлов: состав, строение, природа химической связи, устойчивость комплексов, реакционная способность. Применение реакций комплексообразования металлов для их разделения, извлечения, очистки и идентификации. Сплавы металлов. Понятие о компонентном, фазовом составе и структурных составляющих. Фазовые равновесия в простейших двухкомпонентных металлических системах. Основные типы диаграмм фазовых равновесий -/ДФР/, их связь с кривыми " состав-свойство" " температура-свойство". Термический анализ сплавов.

Химия неметаллических р-элементов. Применение карбидов, боридов, силидов, нитридов в технике.

Полимеры как конструкционные материалы в технике. Методы получения олигомеров и полимеров – полимеризация и поликонденсация.

 

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ, КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И РАБОЧИХ ТЕЛ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В СТРОИТЕЛЬНОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Обзор свойств металлов и их соединений. Металлические материалы, используемые в строительных технологиях.

Элементы группы углерода. Кремний. Полупроводниковые свойства кремния. Химические соединения кремния и их свойства. Стекло и стекломатериалы. Ситаллы. Фторосиликаты и их применение.

Вода. Её внутренняя структура. Изменения структуры воды при фазовых превращениях. Физико-химические, тепло-физические и химические свойства воды. Использование воды в качестве теплоносителя в системах ТГВ.

Природные воды и их состав. Жёсткость воды, виды жёсткости. Способы умягчения воды. Особенности химического состава сточных вод.

Топливо. Виды топлива, термохимия топлива. Продукты горения и защита воздушного бассейна от загрязнений. Сведения о физико-химических свойствах газовоздушных смесей в системах вентиляции

Неорганические вяжущие материалы, их классификация и свойства. Бетоны, строительные растворы. Коррозия бетона и методы борьбы с ней.

Полимеры как конструкционные материалы в строительстве. Методы получения олигомеров и полимеров – полимеризация и поликонденсация.

Органические вяжущие материалы и изделия на их основе. Экологический контроль использования полимерных материалов.

 

СВОЙСТВА ВАЖНЕЙШИХ ПРОСТЫХ И СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ, КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ И РАБОЧИХ ТЕЛ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В ПРИБОРОСТРОИТЕЛЬНОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Металлы и сплавы: физико-химический анализ. Алюминий: свойства, соединения, применение в технике. Переходные металлы: их свойства, соединения, применение.

Химия полупроводниковых материалов. Химия материалов волоконной оптики. Методы получения материалов высокой чистоты.

Химические источники тока. Электрохимические генераторы. Электрохимические преобразователи (хемотроны).

Методы получения полимерных материалов. Зависимость свойств полимеров от состава и структуры. Полимерные конструкционные материалы. Полимерные диэлектрики. Органические полупроводники.

 

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1998.

2. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1997.

3.Фролов В.В. Химия. М.: Высшая школа, 1979.

4. Курс химии, ч.2 (специальная для строительных вузов). Под ред. В. А. Киреева. – М., Высш. школа, 1974.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 1990

5. Романцева Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высш. школа, 1991.

6. Задачи и упражнения по общей химии. Под ред. Н. В. Коровина. – М.: Высш. школа, 2006.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Каждый студент выполняет вариант контрольной работы, обозначенной двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 502011. Две последние цифры – 11, следовательно, вариант контрольной работы – 11.

Таблица вариантов контрольной работы приведена в конце пособия.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции (скорость прямой реакции) равна скорости их превращения в исходные реагенты (скорость обратной реакции).

Скорость химической реакции – изменение количества вещества за единицу времени в единице реакционного пространства.

Таким образом, химическое равновесие—это равновесие динамическое, при котором происходит непрерывное образование и разложение веществ. Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными и обозначают квадратными скобками [ ].

В общем случае для гомогенной реакции вида

аА_(г) + вВ_(г) ↔ дД _(г)+ еЕ_(г)

константа равновесия выражается равенством

Кс = [Д]^д [Е]^е / [А]^а [В]^в. ( 1 )

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются постоянными. Площадь поверхности также не влияет на значение константы равновесия в гетерогенном процессе, потому что и прямая, и обратная реакции протекают на одной площади поверхности.

В общем случае для гетерогенного процесса

аА_(г) + вВ_(тв) = еЕ_(г) + дД_(г)

константа равновесия выражается равенством

Кс = [Е]^е [Д]^д / [А]^а (2)

Связь между исходными и равновесными концентрациями реагентов и продуктов реакции показана в таблице:

Исходная концентрация реагентов	СА	СВ	СД	СЕ	Исходная концентрация продуктов
(-) Израсходованная концентрация	Δ СА	Δ СВ	Δ СД	Δ СЕ	( +) Образовавшаяся концентрация
Равновесная концентрация реагентов	[А]	[В]	[Д]	[Е]	Равновесная концентрация продуктов

Примечание: для реагентов: [А] = С_А – Δ С_А; для продуктов: [Д] = С_Д + Δ С_Д.

Δ С_А: Δ С_В: Δ С_Д: Δ С_Е = а: в: д: е (где а, в, д, е – количество молей веществ А, В, Д, Е, участвующих в реакции).

Если в условии задачи не указаны исходные концентрации продуктов реакции, то они принимаются равными нулю.

РАСЧЕТ КОНСТАНТ РАВНОВЕСИЙ

Сисх С_А С_В 0 0

аА + вВ = dD + eE

∆ ∆ А ∆ В ∆ D ∆ E

[ ] [A] [B] [D] [E]

К_С = [D]^d[E]^e/[A]^a[B]^b

ТИП 1: С_А=1моль/л; С_В=1моль/л; [D]=0, 1моль/л; К_С=?

Сисх 1? 0 0

А + 2В = D + 3E

∆ -0, 1 -0, 2 +0, 1 +0, 3

[ ] 0, 9 0, 8 0, 1 0, 3

K_C = 0, 1 (0, 3)³/0, 9 (0, 8)²=0, 005

ТИП 2: C_А = 1моль/л; [D]=0, 1моль/л; К_С=1; С_В=?

Сисх 1? 0 0

А + 2В = D + 3E

∆ -0, 1 -0, 2 +0, 1 +0, 3

[ ] 0, 9 Х 0, 1 0, 3

К_С = 0, 1 (0, 3)³/0, 9 Х² =1

С_В = Х + 0, 2

 

ТИП 3: С_А=1моль/л; С_В = 1моль/л; К_С =1; [ ] =?

Сисх 1 1 0 0

А + В = D + E

∆ -Х - 2Х +Х +3Х

[ ] 1-Х 1-2Х Х 3Х

К_С = Х (3Х)³/(1-Х0(1-2Х)²=1

 

ПРИМЕР 1: В системе А _(г) + 2В_(г) = Д_(г) равновесные концентрации равны: [А] = 0, 06 моль/л, [В] = 0, 12 моль/л, [Д] = 0, 216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

РЕШЕНИЕ: Константа равновесия данной реакции выражается уравнением: Кс = [Д] / [А] [В]².

Подставляя в него данные задачи, получаем:

Кс = 0, 216 / 0, 06 (0, 12)² = 2, 5.

Для нахождения исходной концентрации вещества А учтем, что, согласно уравнению реакции, из 1 моля А образуется 1 моль Д. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0, 216 моля вещества Д, то при этом было израсходовано 0, 216 моля А Таким образом, исходная концентрация вещества А равна:

С_А = [А] +Δ С_А = 0, 06 + 0, 216 = 0, 276 моль/л;

Для нахождения исходной концентрации вещества В, учтем, что согласно уравнению реакции, из 2 молей В образуется 1 моль Д. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0, 216 моля вещества Д, то при этом было израсходовано 0, 216·2 = 0, 432 моля В. Таким образом, исходная концентрация вещества В равна: С_В = [В] + Δ С_В = 0, 21 + 0, 432 = 0, 552 моль/л.

ОТВЕТ: С_А = 0, 276 моль/л, С_В = 0, 552 моль/л, Кс = 2, 5.

 

Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия.

Характер смещения химического равновесия под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать, применяя принцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму.

1. Повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции;

2. Повышение давления вызывает смещение химического равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящем к понижению давления;

3. Удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции;

4. Уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу химического равновесия в направлении обратной реакции.

 

ПРИМЕР 2: Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению PCl_5(г)↔ PCl_3(г)+ Cl_2(Г), ∆ H = +92, 59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции – разложения РС1₅?

РЕШЕНИЕ: Направление, в котором смещается химическое равновесие, определяется по принципу Ле Шателье (см. выше): А) так как реакция разложения РС1₅ эндотермическая, т.е. протекает с поглощением тепла (∆ Н> 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

Б) так как в данной системе разложение РС1₅ ведет к увеличению числа молей газообразных веществ (из одного моля газа образуются два моля газообразных веществ), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

В) чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции (при Т и Р – соnst), можно увеличить концентрацию РС1₅ или уменьшить концентрацию РС1₃ или С1₂.

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

41. В гомогенной системе А_(г) + 2В _(г)↔ С_(г) равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0, 06 моль/л; [В] = 0, 12 моль/л; [С] = 0, 216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

42. Вгомогенной газовой системе А_(г)+В_(г)↔ С_(г)+D_(г)равновесие установилось при концентрациях: [ В] = 0, 05 моль/л и [ С] = 0, 02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0, 4. Вычислите исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

43. Равновесие гомогенной системы 4HCI (г) + О₂ ↔ 2 Н₂О (г) + 2CI₂ (г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н₂О] = 0, 14 моль/л; [Cl₂] = 0, 14 моль/л; [НС1] = 0, 20 моль/л; [О₂] = 0, 32 моль/л. Вычис­лите исходные концентрации хлороводорода и кислорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

44.. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы

СО(г)+Н₂О (г) ↔ CO₂(г) +Н₂ (г) если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]= 0, 004 моль/л; [Н₂О]=0, 064 моль/л; [СО₂] = 0, 016 моль/л; [Н₂] = 0, 016 моль/л. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации воды и СО? Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

45. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н₂О(г) ↔ СО₂ + Н₂ (г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реаги­рующих веществ, если исходные концентрации: С_СО = 0, 10 моль/л; С _Н2О= 0, 40 моль/л. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

46. Константа равновесия гомогенной системы N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г) при некоторой температуре равна 0, 1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0, 2 и 0, 08 моль/ л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

47. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы

2NO_(г)+О_2(г)↔ 2NO_2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] =0, 2 моль/л; [О₂] = 0, 1моль/л; [NO₂] = 0, 1моль/л. Вычислите константу равнове­сия и исходные концентрации NO и О₂. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

48. В гомогенной системе 2NO_(г) + Cl_2(г) ↔ 2NOCl_(г) исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0, 5 и 0, 2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

49. В гомогенной системе CO_(г) + Cl_2(г) ↔ COCl_2(г) равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0, 2 моль/л; [Cl₂] = 0, 3моль/л; [COCl₂] = 1, 2моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и оксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

50. При состоянии равновесия в системе N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г) концентрации участвующих веществ равны: [N₂] = 3 моль/л; [H₂] = 9моль/л; [NH₃] = 4 моль/л. Определить исходные концентрации водорода и азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

51. Константа равновесия реакции FeO_(тв)+ CO_(г) ↔ Fe_(тв) + CO_2(г) при некоторой температуре равна 0, 5. Найти равновесные концентрации СО и СО₂, если начальные концентрации этих веществ составляли: С_СО = 0, 05моль/л; С_СО2 = 0, 01моль/л. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

52. Равновесие в системе Н_2(г) + J_2(г) ↔ 2HJ_(г) установилось при следующих концентрациях: [H₂] = 0, 025моль/л; [J₂] = 0, 005 моль/л; [HJ] = 0, 09моль/л. Определить исходные концентрации иода и водорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

53. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO_2(г) ↔ 2NO_(г) + O_2(г) установилось при следующих концентрациях: [NO₂] = 0, 006моль/л; [NO] = 0, 024моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

54. После смешивания газов А и В в системе А + В ↔ С + Д устанавливается равновесие при следующих концентрациях: [В] = 0, 05моль/л; [С] = 0, 02моль/л. Константа равновесия реакции равна 0, 04. Найти исходные концентрации веществ А и В. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

55. Найти константу равновесия реакции N₂O_4(г) ↔ 2NO_2(г), если начальная концентрация N₂O₄ составляла 0, 08 моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировало 50% N₂O₄. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

56. В замкнутом сосуде протекает реакция АВ_(г) ↔ А_(г) + В_(г). Константа равновесия реакции равна 0, 04, а равновесная концентрация вещества В составляет 0, 02 моль/л. Найти начальную концентрацию вещества АВ. Сколько процентов вещества АВ разложилось? Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

57. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO_2(г) + O_2(г) ↔ 2SO_3(г) составляли соответственно [SO₂]=0, 04моль/л, [O₂]=0, 06моль/л, [SO₃]=0, 02моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (1V) и кислорода. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

58. Реакция CO_(г) + Cl_2(г) ↔ COCl_2(г) протекает в объеме 20л. Состав равновесной смеси 0, 28г СО, 0, 355г Cl₂ и 0, 495г COCl₂. Вычислить константу равновесия реакции и исходную концентрацию Сl₂. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

59. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO_2(г) ↔ 2NO_(г) + O_2(г) установилось при следующих концентрациях: [NO₂] = 0, 006моль/л; [NO] = 0, 012моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходную концентрацию диоксида азота. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ.

60. В гомогенной системе 2NO_(г) + Cl_2(г) ↔ 2NOCl_(г) исходные концентрации оксида азота и хлора составляют соответственно 0, 5 и 0, 2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 50% NO. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы влево? Дайте обоснованный ответ.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.

рН - водородный показатель среды, который характеризует кислотность раствора: для нейтральных растворов рН=7; для кислых рН< 7; для щелочных рН> 7.

Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион слабого электролита.

Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, не содержат в своем составе ионов, способных к взаимодействию с молекулами воды, поэтому гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).

Все остальные соли подвергаются гидролизу. Возможны три типа гидролиза солей в зависимости от участия в нем катиона, аниона или того и другого иона соли.

1) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием гидролизуются по катиону (Кatⁿ⁺). При этом катионы соли связывают ионы ОН^-, а в растворе накапливаются ионы Н⁺, что обуславливает кислую среду раствора (рН< 7):

Katⁿ⁺ + HOH ↔ KatOH^(n-1)+ + H⁺, (при n=1 образуется KatOH – слабое основание).

2) Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием гидролизуются по аниону (An^n-). При этом анионы соли связывают ионы Н⁺, а в растворе накапливаются ионы ОН^-, что обуславливает щелочную среду (рН> 7):

An^n- + HOH ↔ Han^(n-1)- + OH^-, (при n=1 образуется HAn – слабая кислота.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, проходит ступенчато: число ступеней определяется числовым значением заряда гидролизующего иона. Так, сульфат меди (CuSO₄) и сульфид натрия (Na₂S) гидролизуются по двум сткпеням:

1-я ступень: Cu²⁺ + HOH ↔ CuOH⁺ + H⁺; S^2- + HOH ↔ HS^- + OH^-;

2-я ступень: CuOH⁺ HOH ↔ Cu(OH)₂ + H⁺; HS^- + HOH ↔ H₂S + OH^-.

Образующиеся по первой ступени гидролиза ионы Н⁺ или ОН^- значительно снижают вероятность гидролиза по последующим ступеням. В результате практическое значение обычно имеет процесс, идущий только по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей в обычных условиях.

3)Гидролиз по катиону и по аниону имеет место при растворении солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим этот случай на примере соли CH₃COONH₄, в растворе которой каждый из ионов подвергается гидролизу:

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺ и

CH₃COO^- + HOH↔ CH₃COOH + OH^-

Оба процесса усиливают друг друга за счет практически необратимого связывания ионов Н⁺ и ОН^- (Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О); одновременно протекает гидролиз и по катиону, и по аниону:

NH₄⁺ + CH₃COO^- + HOH ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Так как гидролиз солей – процесс обратимый, то для его описания можно использовать принцип Ле Шателье. Гидролиз солей можно усилить, то есть сместить химическое равновесие процесса гидролиза вправо, путем разбавления раствора соли (увеличением концентрации молекул воды), повышения температуры, уменьшением концентрации продукта гидролиза.

ПРИМЕР: Опишите поведение в воде соли Al(NO₃)₃ рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а) HNO₃, б) NaOH, и) K₂SO₃. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз нитрата алюминия усилится? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их растворов.

ОТВЕТ: Al(NO₃)₃ – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону. Т.к Al³⁺ - многозарядный катион, имеет место ступенчатый гидролиз с преимущественным протеканием при обычных условиях по первой ступени:

Al³⁺ + HOH ↔ AlOH²⁺ + H⁺,

В растворе накапливаются ионы Н⁺, поэтому раствор имеет кислую среду (рН< 7).

Рассмотрим равновесие в растворе данной соли при добавлении:

А) HNO_3. При этом увеличивается концентрация ионов Н⁺ и равновесие смещается влево, т.е. гидролиз соли подавляется.

Б) NaOH. При этом ионы ОН^-будут связывать имеющиеся в растворе ионы Н⁺ в малодиссоциирующие молекулы воды (ОН^- + Н⁺ ↔ Н₂О) и равновесие гидролиза сместится вправо, в направлении образования продуктов гидролиза, т.е.гидролиз усилится.

В) K₂SO₃. При этом, вследствие гидролиза этой соли по аниону:

SO₃^2- + HOH ↔ HSO₃^- + OH^-

в растворе накапливаются ионы ОН^-, которые как в случае б), приведут к смещению равновесия гидролиза соли Al(NO₃)₃ вправо, т.е. к усилению ее гидролиза.

В этом случае наблюдается случай совместного гидролиза, с образованием конечных продуктов гидролиза обеих солей:

2Al(NO₃)₃ + 6H₂O + 3K₂SO₃ = 2Al(OH)₃ ↓ + 3H₂SO₃ + 6KNO₃

2Al³⁺ + 6HOH + 3SO₃^2- = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂SO₃

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

81. Какие из солейFeSO₄, Na₂CO₃, KCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 < ) имеют растворы этих солей?

82. Укажите реакцию среды растворов Na₂S и NH₄NO₃. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени.

83. Опишите поведение в воде соли FeCl₃ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)HCl, б) NaCN, в) KOH. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз хлорида железа усилится? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их раствора.

84. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) AlCl₃ и Na₂S; б)Fe₂(SO₄)₃ и ZnCl₂; в) FeCl₃ и K₂SO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.

85. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl₂ или FeCl₃; Na₂CO₃ или Na₂SO₃? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

86. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза.

87. Какие из солейAl₂(SO₄)₃, K₂SO₃, NaCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 < ) имеют растворы этих солей?

88. Укажите реакцию среды растворов K₂S и Cr(NO₃)₂. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени.

89. Опишите поведение в воде соли Na₃PO₄ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H₂SO₄, б) KOH, в) ZnSO₄. Дайте мотивированный ответ на вопрос: в каких случаях гидролиз фосфата натрия усилится? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей и укажите рН их раствора.

90.. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) FeCl₃ и Na₂CO₃; б)Fe₂(SO₄)₃ и AlCl₃; в) NH₄Cl и K₂SO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.

123456Следующая ⇒

Поделиться: