Старение на клеточном уровне
Тема «Строение атома»
Задание 1
Напишите электронную формулу элемента, атом которого содержит на 3d-подуровне 2 электрона. В каком
периоде, группе и подгруппе он находится, и как этот элемент называется?
Решение:
После завершения подуровня 4s заполняется электронами 3d-подуровень:
1s22s22p63s23p64s23d2. Общее число электронов в атоме, которое определяет
порядковый номер элемента в периодической системе, - 22. Это титан 22Ti. Из электронной формулы видно, что
этот элемент находится в четвёртом периоде IV группе (четыре валентных электрона: 3d24s2), побочной подгруппе (элемент d-семейства, т.к. последним
заполняется d-подуровень).
Задание 2
Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 23 по его
положению в периодической системе.
Решение:
По периодической системе определяем, что элемент с порядковым номером 23
находится в четвёртом периоде и в побочной подгруппе V группы. Этот элемент ванадий (V). Электронная формула V: 1s22s22p63s23p64s23d3 или сокращённо [Ar] 3d34s2 (та часть, которая соответствует
заполненным электронным уровням благородного газа, обозначается его символом в
квадратных скобках, и рядом изображаются остальные электроны). Следовательно, V- это d-элемент. Элемент может легко отдавать 2 электрона с 4-го
уровня, проявляя степень окисления +2. При этом он образует оксид VO и гидроксид V(OH)2,
проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соединений ванадий не
образует, т.к. расположен в побочной подгруппе.
Атом ванадия может также отдавать электроны с d-подуровня предпоследнего энергетического уровня (3
электрона) и т.о., проявлять высшую степень окисления +5 (численно равную
номеру группы). Оксид, соответствующей высшей степени окисления, V2O5. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве
гидроксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO3 (соли её - ванадаты - устойчивые
соединения).
Задание 3
Какое максимальное число электронов может находиться на s-, p, d- и f-энергетических подуровнях атомов?
Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням (первый,
второй, третий и т.д.), которые, в свою очередь, состоят из подуровней,
обозначаемых латинскими буквами (s, p, d и f - подуровней). Максимальное число
электронов на каждом уровне равно 2n2, где n - порядковый номер
уровня. Таким образом, на первом уровне не может быть больше двух электронов, а
втором - не больше 8, на третьем - 18 и на четвертом - 32. По ряду причин,
рассмотрение которых выходит за рамки школьного курса, максимальное число
электронов на данном уровне достигается не всегда, поэтому экспериментально
наблюдается не более 32 электронов на всех уровнях, начиная с четвертого.
На первом уровне могут находиться только s-электроны. Так как
электронное облако s-электрона имеет сферическую симметрию, оно может быть
ориентировано относительно трех координатных осей одним единственным способом;
в таком случае говорят, что имеется одна s-орбиталь, на которой могут
поместиться два электрона, отличающиеся знаком собственного магнитного момента
(«спин»).
На втором и последующих уровнях, помимо s-подуровня, есть еще
p-подуровень. Электронное облако p-электрона имеет осевую симметрию,
поэтому возможны три ориентации p-облаков вдоль трех координатных осей, что
соответствует трем p-орбиталям. Поскольку одна орбиталь может вмещать
два электрона, на каждом p- подуровне может находиться не больше 6 электронов.
На третьем и последующих уровнях помимо s- и p-подуровней имеется еще d-подуровень.
вмещающий 10 электронов, располагающихся на пяти d-орбиталях.
Тема «Химическая связь»
Задание 1
Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, HCl, HBr, HJ.
Решение:
В двухатомных молекулах приведённых соединений прочность связи зависит от
длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к йоду возрастает,
то длина связи Н-галоген в этом направлении возрастает, т.е. прочность
соединения при переходе от фтора к йоду уменьшается.
Задание 2
Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для
связей H-O и О-Э в соединениях Э(ОН)2, где Э - Mg, Ca, Sr и определить:
а) какая из связей H-O или О-Э характеризуется в каждой
молекуле большей степенью ионности;
б) каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе?
(χMg=1,2,
χO=
3,5, χCa= 1,04, χ Sr=
0,99, χ H= 2,1)
Решение
Вычисляем разность электроотрицательностей для связей О-Э:
ΔχMg-О=3,5-1,2=2,3,Δ
χCa-О=3,5-1,04= 2,46, Δχ
Sr-О=3,5 - 0,99= 2,51.
Разность электроотрицательностей для связи О-Н составляет 1,4.
Таким образом:
а) во всех рассмотренных молекулах связь Э-О полярная, т.к. Δχ
› 2 и характеризуется
большей степенью ионности;
б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по
наиболее ионной связи в соответствии со схемой: Э(ОН)2 = Э2++
2ОН-, следовательно, все рассматриваемые соединения будут
диссоциировать по типу оснований.
Задание 3
Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм ее образования?
Какие характерные особенности имеет ионная связь. Ответ поясните на примерах
ионных соединений.
Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с
большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара
полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение
ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в
котором «степень ионности» составляет 97%.
Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl.
Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить:
11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Зs2 3р7
Как это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их
завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а
атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом
взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора
принимает его. Схематично это можно записать так: Na. - l е -> Na+ ион
натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго
энергетического уровня. :Cl + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая
восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы
электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная
связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между
типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью
переходят к неметаллу. Образуются ионы.
Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень
большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая
электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого
является образование соединения противоположно заряженных ионов:
Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение,
которое называется ионной связью. Важнейшие отличия ионной связи от других
типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости.
Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в
полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за
заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к
заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают»
молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге
получаются ионы окружённые диполями растворителя.
Тема «Энергетика химических процессов. Термодинамика»
Задание 1
Определите возможность самопроизвольного протекания процесса в
стандартных условиях. При какой температуре начнётся обратный процесс?
2Mg(тв.) + CO2(г) = 2MgO(тв.) + C(тв.)
Вещество
|
∆Нº298, кДж/моль
|
∆Sº298, Дж/моль·К
|
Mg(тв.)
|
0
|
32,55
|
C(тв.)
|
0
|
5,74
|
CO2(г)
|
-393,51
|
213,6
|
MgO(тв.)
|
-601,24
|
26,94
|
Решение:
Возможность самопроизвольного процесса при определённой температуре
определяется значением энергии Гиббса (∆G):
∆G = ∆H - T·∆S, где
∆H - изменение энтальпии, кДж/моль;
Т - абсолютная температура, К;
∆S - изменение энтропии, кДж/моль·К.
Если ∆G < 0, процесс
идёт в прямом направлении, если ∆G > 0, то процесс идёт в обратном направлении. При ∆G = 0 устанавливается
термодинамическое равновесие.
Чтобы вычислить значение ∆G , найдём ∆Hр-ции и ∆Sр-ции.
∆Нº298 р-ции = Σ∆Нº298 прод. р-ции -
Σ∆Нº298 исх. в-в;
кДж/моль.
∆Sº298 р-ции = Σ∆Sº298 прод. р-ции -
Σ∆Sº298 исх. в-в;
∆Sº298 р-ции = 2·∆Sº298(MgO) + ∆Sº298 (C) - (2·∆Sº298(Mg) + ∆Sº298(CO2)) =
·26,94 + 5,74 - (2·32,55 + 213,6) = - 219,08 Дж/моль·К= - 219,08·10-3
кДж/моль·К;
∆G р-ции = ∆H - T·∆S;
∆G р-ции = - 808,97 - (- 298·219,08·10-3)
= - 743,68 кДж.
Т.к. значение ∆G <
0, то реакция идёт в прямом направлении.
Обратный процесс начнётся, когда ∆G = 0 , т.е. ∆H = T·∆S.
Т = ∆H / ∆S = - 808,97 / (- 219,08·10-3
) ≈ 3,7·103 ≈ 3700 К.
Задание 2
Определить изменение энтропии ∆Sº298 для реакции
Н2О(г) = Н2(г) + ½О2(г), если известно: ∆Sº298 (Н2О(г)) =
188,7 Дж/моль·К,
∆Sº298(Н2(г)) = 130,5 Дж/моль·К,
∆Sº298 (О2(г)) = 205,0
Дж/моль·К.
Решение:
Для химических реакций направление изменения энтропии можно предсказать,
зная состояние участвующих в реакции веществ. Для реакции
Н2О(г) = Н2(г) + ½О2(г)
объём продуктов реакции (1 моль Н2 + 0,5 моль О2)
больше объёма исходных веществ (1 моль Н2О). Следовательно,
беспорядок в системе увеличивается, т.е. ∆S > 0. Подтвердим предположение расчётом. Для расчёта ∆S реакции из суммы энтропий полученных
веществ вычитают сумму энтропий исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.
∆S р-ции =
Σ∆S прод. р-ции -
Σ∆S исх. в-в.
∆S р-ции = (∆Sº298 H2(г) +0,5·∆Sº298 О2(г)) - ∆Sº298 H2O(г) = (130,5 + 0,5·205,0)
188,7 = 44,3 Дж/моль·К.
Ответ: ∆S = 44,3 Дж/моль·К.
Задание 3
Определите стандартную энтальпию образования (ΔН0f 298) РН3, исходя из уравнения
РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О;
ΔН0f 298 = - 2360 кДж
ΔН = ΔН(продукты)
- ΔН(исходные)ΔН = ΔН(Р2O5)
+ 3*ΔН(H2O)
- 2*ΔН(PH3)
-
4*ΔН(O2) - 1492 - 285,8*3 +
2*H 298 (РН3) = -2360 кДж H 298 (РН3) = -
,3 кДж
Тема «Скорость химической реакции. Химическое равновесие»
Задание 1
Как изменится скорость химической реакции если уменьшить объем газовой
смеси в два раза?
NO2 + CO = NO + CO2,
Решение:
Запишем уравнение скорости химической реакции:
υ = k [NO2] [CO]
В результате уменьшения объема в два раза вдвое увеличится концентрация и
скорость станент равна:
υ1 = k [2NO2] ·
[2CO] = k ·4 [NO2] · [CO]
υ1/
υ = k ·4 [NO2] ·
[CO] / k [NO2] · [CO] = 4
Задание 2
Как возрастет скорость химической реакции при повышении температуры от 10
до 40 0С, если температурный коэффициент равен 3?
Решение:
По закону Вант-Гоффа зависимость скорости реакции от температуры
описывается выражением
υ 2
= υ1·
γΔt,
где
υ 2 - скорость химической реакции после
изменения температуры;
υ1 - начальная скорость химической реакции;
γ - температурный коэффициент реакции;
Δt - изменение температуры.
υ 2
/ υ1= 340-10 = 33 =
27
Задание 3
Обратимая реакция выражается уравнением
SO2 + O2 ↔ 2SO3
В момент наступления равновесия концентрации веществ были: [SO2] = 0,002 моль/л; [O2] = 0,004 моль/л; [SO3]
= 0,003 моль/л.
Вычислите исходные концентрации кислорода и оксида серы (IV).
Решение:
Из химического уравнения видно, что исходные вещества вступают в реакцию
в соотношении 2:1, при этом образуется 2 моль продукта. Следовательно, на
образование 0,003 моль SO3 необходимо такое же количество
вещества, т. е. О,003 моль SO2, а кислорода в два раза меньше -
0,003/2=0,0015 моль. Таким образом, исходная концентрация будет складываться из
концентрации газа, вступившего в реакцию и его равновесной концентрации.
Так, для SO2:
[SO2]исх= [SO2]равн + [SO2]вст.
[SO2]исх = 0,002 + 0,003 = 0,005 моль/л
Исходную концентрацию кислорода вычислим по формуле:
[O2]исх= [O2]равн + [O2]вст
[O2]исх = 0,004 + 0,0015 = 0,0055 моль/л
Задание 4
В какую сторону сместится равновесие реакции:
N2 + O2 ↔ 2 NO -
160,36 кДж
а) при повышении давления; б) при понижении температуры?
Решение:
Согласно принципу Ле-Шателье при внешнем воздействии на равновесную
систему она стремится принять такое положение, при котором эффект этого
воздействия был бы минимальным. Поэтому при повышении давления равновесие
смещается в сторону меньшего объема, а понижение температуры смещает равновесие
в сторону экзотермической реакции. Таким образом, равновесие в данной реакции
при повышении давления смещается вправо (было 2 + 1 моль, стало 2 моль газа), а
при понижении температуры смещается влево, т.е. в сторону обратной
экзотермической реакции.
Задание 5
Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2А (г) + В (г) = 2С (г) при
уменьшении парциального давления всех веществ в системе в три раза и
одновременном понижении температуры системы на 30 0С? Температурный
коэффициент реакции γ равен 2.
При уменьшении парциального давления одного из реагирующих веществ в 3
раза, скорость уменьшится в 6 раз,
температурный
коэффициент;
скорость
химической реакции при температурах , соответственно.
Учитывая
то, что по условию задачи температурный коэффициент равен 2, а
температура понизилась на 30 градусов, вычислим, как изменилась скорость
химической реакции:
υt2 / υt1=2-30/10=8
Скорость
химической реакции уменьшилась в 8 раз.
Тема «Растворы. Способы выражения концентрации растворов»
Задание 1
В воде массой 600 г растворили аммиак объёмом 560 мл (н.у.). Определить массовую
долю аммиака в полученном растворе.
Решение:
Определяем количество вещества аммиака (ν (NH3)):
моль NH3 - 22,4 л
х - 560·10-3 л
х = ν (NH3)
= 0,025 моль.
Масса аммиака составляет (m (NH3)):
m(NH3)= M (NH3) · ν (NH3) = 17·0,025 = 0,425 г.
Определяем массу раствора:
m
(р-ра) = m (NH3) + m (H2O) = 0,425 + 600 ≈ 600,4 г.
Вычисляем массовую долю аммиака в растворе:
ω (NH3) = m (NH3) · 100 % / m (р-ра)
ω (NH3) = 0,425 · 100 % / 600,4= 0,071%.
Задание 2
Вычислите: а) массовую долю вещества в процентах (С %); б) молярную (СМ);
в) нормальную (СН); г) моляльную (Сm) концентрации раствора фосфорной кислоты H3PO4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 мл воды,
если плотность его 1,031 г/мл. Чему равен титр (Т) раствора?
Решение:
а) массовая доля вещества в процентах (С%) показывает число
граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.
С% = mр. в-ва · 100% / mр-ра ,
где mр. в-ва - масса растворенного вещества, г;
mр-ра
- масса раствора,
г.
Найдем массу раствора (mр-ра), которая складывается из массы
растворенного вещества и массы растворителя:
mр-ра
= mр. в-ва + mр-ля
mр-ля
= V · ρ = 282·1=282 г
mр-ра
= 282 + 18 = 300 г
Подставляем найденные значения в выражение для определения массовой доли
в процентах:
С % = 18 · 100 / 300 = 6 %
Процентная концентрация равная 6 % означает, что в 100 г раствора
содержится 6 г растворенного вещества.
б) молярная концентрация (СМ) показывает число молей
растворённого вещества, содержащихся в 1 л раствора.
СМ = nр.
в-ва / V, где
nр.
в-ва - количество
растворенного вещества, моль;
V -
объем раствора, л
Найдем количество растворенного вещества (nр. в-ва):
nр.
в-ва = m/М(H3PO4) = 18/97,99=0,184 моль
V
раствора находим по формуле V= mр-ра /ρ
V =
300/1,031=291 мл = 0,291 л
Подставляем найденные значения в выражение для определения молярной
концентрации:
СМ = 0,184/0,291=0,63 М
Зная молярную массу растворённого вещества (М), г/моль, массовую долю
вещества (С%), в процентах и плотность раствора (ρ),
г/см3,
молярную концентрацию легко рассчитать по формуле:
СМ = С % · ρ · 1000 .
М·100
СМ = 6 · 1,031 · 1000 / 97,99 · 100 = 0,63 М
в) нормальная концентрация (СН), показывает число
эквивалентов растворённого вещества, содержащихся в 1 л раствора.
СН = m / mэ·V, где
m -
масса растворенного вещества, г;
mэ
- эквивалентная
масса вещества, г/моль;
V -
объем раствора, л.
Вычислим эквивалентную массу фосфорной кислоты - mэ (H3PO4)
mэ (H3PO4) = М / 3 = 97,99 / 3 = 32,66 г/моль
СН = 18 / 32,66 · 0,291 = 1,89 н
Зная массовую долю вещества (С %), в процентах, его эквивалентную массу (mэ), в г/моль и плотность раствора (ρ),
г/см3,
нормальную концентрацию можно рассчитать по формуле
СН = С % · ρ · 1000
mэ ·100
СН = 6 · 1,031 · 1000/ 32,66 · 100 = 1,89 н
г) моляльная концентрация (Сm) показывает число молей растворённого вещества,
содержащихся в 1000 г растворителя.
Сm = n · 1000/m, где
n -
количество растворенного вещества, моль;
m -
масса растворителя, г;
Подставляем значения массы растворителя и количества растворенного
вещества, найденные ранее.
Сm = 0, 184 · 1000 / 282 = 0,65 m
Зная массовую долю в процентах (С %) и молярную массу растворенного
вещества (М), г/моль, можно легко рассчитать моляльную концентрацию по формуле
и Сm = С % ·1000
M·(100-С
%)
Сm = 6 · 1000/ 97,99(100-6) = 0,65 m
д) Титр - число граммов растворённого вещества в 1 см3 (мл) раствора.
СН - нормальная концентрация;
mэ
- эквивалентная
масса вещества, г/моль.
Т = 1,89 · 32,66 / 1000 = 0,062 г/см3
) Так как в 291 мл раствора содержится 18 г кислоты, то в 1 мл содержится
- x
мл - 18 г
мл - x
x =
0,062 г/см3
Задание 3
Сколько мл 2 М H2SO4 потребуется для приготовления 0,05 М H2SO4 объемом 500 мл? Рассчитайте титр и нормальную концентрацию
0,05 М раствора H2SO4.
Какую реакцию имеет раствор, полученный при смешении 100 мл 0,1 н
раствора H2SO4 с 50 мл 0,5 н раствора KOH? Сколько образуется K2SO4?
Тема «Свойства растворов»
Задание 1
При растворении 2,76 г глицерина в 200 г Н2О температура
замерзания раствора понизилась на 0,2790 С. Определите молярную
массу глицерина.
Решение
Согласно 2- закону Рауля:
Δ, где
ΔТзам. - изменение теплоты замерзания раствора, ºС;
Екр.
- криоскопическая постоянная (для водного раствора Екр.=1,86ºС);
m1 - масса растворенного вещества, г;
m2 - масса растворителя, г;
М
- молярная масса растворенного вещества.
элемент строение свойство реакция
Задание 2
Вычислите температуру кристаллизации 2% раствора этилового спирта С2Н5ОН.
Криоскопическая постоянная воды 1,860.
Пусть дан 1 кг воды в котором растворен этиловый спирт, тогда:
= 100*m(С2Н5ОН)/(m(С2Н5ОН) +
1000)m(С2Н5ОН) = 20,41 гm = 20,41/46 = 0,44
моль/кгΔt
= 0,44*1,86 = 0,82°Сзам.
= 0 - 0,82 = -0,82°С
Тема «Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена»
Задание 1
Составьте уравнения реакций, протекающих в водных растворах, в
молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах:
1) между сульфидом натрия и сульфатом
меди (II);
2) между сульфатом железа (III) и гидроксидом натрия.
Решение. 1) Составим уравнение реакции в молекулярной форме:
Na2S + CuSO4 = CuS↓
+ Na2SO4
(вещества, уходящие из сферы реакции указываем стрелками: ↑ - газ, ↓
- осадок)
При составлении ионного уравнения необходимо использовать таблицу
растворимости солей и оснований в воде. Вещества, нерастворимые или
малорастворимые в воде, газообразные вещества, малодиссоциирующие и комплексные
соединения записываются в молекулярной форме.
2Na+ + S2- + Cu2+ +
SO = CuS↓ + 2Na+ +
SO
Сокращаем
одинаковые ионы из правой и левой части уравнения:
S2- + Cu2+ = CuS↓
- сокращенное ионное уравнение.
Следуя
аналогичным рассуждениям, записываем для второго примера:
Fe2(SO4)3 + 6NaOH =
2Fe(OH)3↓ + 3Na2SO4
2Fe3+ + 3SO+ 6Na+ + 6 OH- = 2Fe(OH)3↓
+ 6Na+ +
Задание
2
Составьте
молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными
уравнениями:
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+
+ 3H2O2+ + 2OH- = Cd(OH)2
H+ + NO2- = HNO2
Fe(OH)3+3HNO3=Fe(NO3)3+3H2O2) CdCl2+ 2NaOH=Cd(OH)2+ 2 )
HCl+KNO2=HNO2+KCl
Тема «Водородный показатель. Значение рН растворов»
Задание 1
Определите концентрацию гидроксид-ионов [ОН-], если
концентрация ионов водорода [Н+] 0,1 н раствора уксусной кислоты CH3COOH составляет 1,4∙10-3 моль/л.
Решение:
Зная концентрацию одних ионов, можно вычислить концентрацию других по
уравнению:
[Н+]=Кв/[ОН-]. Отсюда,
[ОН-]=Кв/[Н+]; [ОН-]=1·10-14/1,4∙10-3
=7,1∙10-12 моль/л.
Задание 2
Концентрация ионов водорода в растворе равна 1,3·10-3 моль/л.
Определить рН раствора.
Решение:
рН это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
рН = -
lg [H+] = - lg 1,3·10-3 = - (lg1,3 + lg10-3) =
3 - lg 1,3 = 3 - 0.11 = 2.89
Задание 3
Вычислить концентрацию ионов водорода, если рН раствора равен 5,28.
Решение:
Вычисляем логарифм ионов водорода:
рН = - lg [H+] ,
lg [H+] = - рН = -5,28 = .
Потенцируем
выражение , находим по таблице
антилогарифмов число, соответствующее ,72. Число 6 со шляпкой означает 10-6.
Отсюда [H+ ] = 5,25
· 10-6 моль/л.
Задание
4
При
скисании молока значение pH уменьшилось с 7 до 3. Во сколько раз увеличилась
концентрация [H+] при
этом?
Задание 1
Составьте уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в сокращенной
ионной, ионной и молекулярной формах. Укажите реакцию среды в растворе этой
соли.
Решение:
Ацетат натрия CH3COONa - соль, образованная сильным
основанием и слабой кислотой.
Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, преводящее к
образованию слабого электролита. В этом случае слабый электролит образуется при
взаимодействии анионов слабой кислоты с водой:
CH3COO- + Н2О = CH3COOН +
ОН-
Это уравнение реакции в сокращенной ионной форме.
Видно, что в реакции накапливаются ОН-ионы, обуславливающие
щелочную среду (рН>7).
Дописываем к левой и правой частям уравнения формулы ионов натрия,
получаем уравнение реакции в ионной форме:
Na+ + CH3COO- + Н2О
= CH3COOН + Na+ + ОН-
Уравнение в молекулярной форме имеет вид:
CH3COONa + Н2О = CH3COOН + NaОН.
Задание 2
Составьте уравнение реакции гидролиза хлорида железа (III) в сокращенной ионной, ионной и
молекулярной формах. Укажите реакцию среды в растворе этой соли.
Решение:
хлорид железа (III) FeCl3 - соль, образованная сильной кислотой
HCl и слабым трёхкислотным основанием Fe(OH)3. В этом случае гидролиз протекает в 3 ступени,
причём гидролиз идёт преимущественно по I ступени, а при нагревании и разбавлении - по II ступени и частично по III ступени.
I ступень:
Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+
Fe3+ + 3Cl- + H2O = FeOH2+
+ H+ + 3Cl-
FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 +
HCl
II ступень:
FeOH2+ + H2O = Fe(OH)2+
+ H+
FeOH2+ + 2Cl- + H2O = Fe(OH)2+
+ H+ + 2Cl-(OH)Cl2 + H2O = Fe(OH)2Cl
+ HCl
III ступень:
Fe(OH)2+ + H2O = Fe(OH)3
+ H+
Fe(OH)2+ +Cl- + H2O
= Fe(OH)3 + H+ + Cl-
Fe(OH)2Cl + H2O = Fe(OH)3 +
HCl
В растворе образуется избыток ионов водорода, т.е. реакция среды кислая
(рН<7).
Задание 3
Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций гидролиза солей:
сульфита калия, гидрокарбоната калия, гидрофосфата натрия, хлорида алюминия,
сульфата цинка. Укажите реакции среды.
SO3 + H2O <=> KOH + KHSO3SO32- + H2O = HSO3-
+ OH-
Щелочная среда, гидролиз по первой ступени.
K2CO3 + HOH ⇄ KHCO3 + KOH2K+
+ CO32- + HOH ⇄ K+ + HCO3-
+ K+
+ OH-CO32- + HOH ⇄ HCO3-
+ OH-
Na2HPO4 = 2Na(+)+H(+)+PO4(2-)+(H(+)+OH(-))=2Na(+)+PO4(2-) +
H2O + H(+)
ион водорода окрашивает лакмус в красный цвет.
3+ + НОН AlOH2+ + Н+,3+ + 3Cl- + H2O
AlОH2+ + 2Cl- +
H+ + Cl-,3 + H2O AlOHCl2 + HCl
Среда кислая
Zn2+ + Н2ОZnOH+ + Н+
или в молекулярной форме:
2ZnSO4 + 2Н2О(ZnOH)2SO4 + H2SO4
Тема «Окислительно-восстановительные реакции»
Задание 1
Подберите коэффициенты в уравнении реакции
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4
→ S + Cr2(SO4)3 + K2SO4
+ H2O
методом электронного баланса (МЭБ) и методом электронно-ионного баланса
(МЭИБ). Укажите окислитель и восстановитель. К какому типу ОВР относится эта
реакция?
Решение:
Определим вещества, в которых изменяется степень окисления элементов:
H2S-2 + K2Cr+62O7
+ H2SO4 → S0 + Cr+32(SO4)3
+ K2SO4 + H2O
Составим полуреакции окисления и восстановления:
S-2 - 2ē → S0 - окисление; S-2 - восстановитель
Cr+6 + 6ē → Cr+3 - восстановление; Cr+6 - окислитель
Процесс отдачи ē - окисление; атом, отдающий ē - восстановитель.
Т.к. окислитель и восстановитель находятся в составе разных веществ, то
эта реакция относится к межмолекулярному типу ОВР.
Находим коэффициенты при восстановителе, окислителе и продуктах их
окисления и восстановления. При этом исходим из того, что число ē,
отданных
восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.
S-2 - 2ē → S0 | 3
Cr+6 + 6ē → Cr+3 | 1
Подставим полученные коэффициенты в уравнение реакции.
3H2S + K2Cr2O7 +
H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + H2O
Подберем коэффициенты перед формулами H2SO4, K2SO4
и H2O.
3H2S + K2Cr2O7 +
4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + 7H2O
Для проверки правильности подбора коэффициентов подсчитываем количество
вещества атомарного кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части:
(7+4·4)моль=23 моль. В правой части: (3·4+4+7)моль=23 моль. Следовательно,
коэффициенты подобраны верно.
Для расстановки коэффициентов методом электронно-ионного баланса
составляются отдельно уравнения для процесса восстановления и для процесса
окисления с последующим суммированием их в общее уравнение.
. Составляем полуреакцию процесса окисления:
S-2
- 2ē → S0
. Записываем уравнение реакции процесса восстановления с указанием ионов
Cr2O72- + 14H+
+ 6ē → 2Cr3+ +
7H2O
. Находим общий множитель
S-2 - 2ē → S0 - окисление; S-2 - восстановитель 6
Cr2O72--окислитель
. Под чертой записываем сокращенное ионное уравнение с указанием
коэффициентов.
S-2 + Cr2O72- + 14H+ → S0 + 2Cr3+ + 7H2O
. Расставляем коэффициенты в уравнении реакции:
3H2S + K2Cr2O7 +
4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + 7H2O
Задание 2
Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3, HNO2, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4, определите,
какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие
проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение:
Вещества, в состав которых входят атомы с низшей степенью окисления,
являются только восстановителями. Соединения, содержащие атомы в своей высшей
степени окисления, проявляют только окислительные свойства. А если вещество
содержит атомы с промежуточной степенью окисления, то они могут быть как
окислителями, так и восстановителями.
Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна
номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.
Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю, а неметаллов
обычно равна: -(8-номер группы, в которой находится элемент).
Степень окисления n(N) в указанных соединениях
соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6
(высшая); n(Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая).
Отсюда: NH3, H2S - только восстановители; HNO3, H2SO4, KMnO4 -
окислители; HNO2, H2SO3, MnO2 -
окислители и восстановители.
Задание 3
Подберите коэффициенты и укажите окислители и восстановители; определите
принадлежность уравнения к одной из трех групп окислительно-восстановительных
реакций:
Cu2O + H2SO4 → CuSO4
+ Cu + H2O2O3 → Au + O2
Au + O2 = Au2O3
<http://www.webqc.org/balance.php?reaction=Au%2BO2%3DAu2O3> => 4 Au +
3 O2 = 2 Au2O3
Тема «Гальванические элементы»
Задание 1
Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются
магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной
концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите
уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом
гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.
Решение:
Схема данного гальванического элемента:
(-)Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn(+)
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и
раствором, а две линейки - границу раздела двух жидких фаз - пористую
перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита).
Магний (стандартный электродный потенциал - 2,37 В) стоит в ряду напряжений
металлов левее, чем цинк, поэтому он является анодом, на котором протекает
окислительный процесс:
Mgº - 2ē = Mg2+ (1)
Цинк, потенциал которого - 0,763 В, - катод, т.е. электрод, на котором
протекает восстановительный процесс:
Zn2+
+ 2ē = Znº (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу
данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения
анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg + Zn2+ = Mg2+ + Zn
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует
вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л,
то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:
ЭДС = ЕºZn2+|Zn - ЕºMg2+|Mg = -0,763 - (-2,37) = 1,607 В.
Задание 2
Определите ЭДС элемента, образованного цинковым электродом, опущенным в
0,1М раствор хлорида цинка и медным электродом, опущенным в 0,1М раствор
нитрата меди (II).
Решение: Схема данного гальванического элемента:
(-)Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu(+)
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в
растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е
= Еº
+ lg а, где
Еº - стандартный электродный потенциал,
n - число
электронов, принимающих участие в реакции,
а
- активная концентрация гидратированных ионов металла в растворе, моль/л.
Вариант
1.
Е
(ЭДС) = Еок. - Евост.
ЕºCu2+ | Cu = + 0,337 В (табл.)
ЕºZn2+ | Zn = - 0,763 В (табл.)
ЕZn
= ЕºZn2+| Zn
+ lg аZn2+
Так
как коэффициент активности f = 1, поэтому активную концентрацию можно заменить на
молярную концентрацию См.
ЕZn
= ЕºZn2+| Zn
+ lg СZn2+
ЕZn
= - 0,763 + lg 10-1 = - 0,7925 В.
ЕСu
= ЕºCu2+| Cu
+ lg СCu2+ = +
0,337 + 0,0295·(-0,3010) = +0,3458 В.
Е(ЭДС)
= Еок. - Евосст. = ЕCu2+|Cu - ЕºZn2+|Zn = + 0,3458 - ( - 0,7925) = 1,13 В.
Вариант
2. Если количество отданных электронов равно количеству принятых (nокисл.= nвосст.),
то можно использовать объединённое уравнение:
Е(ЭДС)
= Е0 ок. - Е0 восст. +
Е(ЭДС)
= Е0 Cu2+|Cu
- ЕºZn2+|Zn
+
Е(ЭДС)=
+ 0,337-(- 0,763)+0,059/2 lg 0,1/0,1=1,13 В
Задание 3
Вычислите ЭДС элемента при температуре 25 0С, который состоит
из никелевого электрода, погруженного в 0,5 М раствор сульфата никеля, и
медного электрода, погруженного в 0,2 М раствор сульфата меди. Считайте
диссоциацию солей полной.
Тема «Электролиз»
Задание 1
Как идет электролиз раствора сульфата меди (II)? В течение какого времени нужно проводить электролиз такого
раствора при силе тока 10 А, чтобы получить кислород объемом 4, 48 л?
Решение:
Запишем схему электролиза:
Катод (-) Р-р CuSO4 Анод (-)
Cu2+ + 2e → Cu0 Cu2+ +
SO42- 2 H2O - 4e → O2 + 4H+
H2O 4H+ + 2 SO42-
→ 2 H2SO4
CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2
+ 2H2SO4
По закону Фарадея:
V=Vэ · I · t /F, где
V -
объем газа, выделившегося при электролизе, л;
Vэ - молярный объем эквивалента
вещества, л/моль;
I -
сила тока, А;
t -
продолжительность электролиза, ч или с;
или 26,8 Кл/моль (если время - в часах)
t = V·F/ I· Vэ
Подставляем значения, зная, что Vэ кислорода
равен 5,6 л/моль
t =
4,48 · 96500 / 10 · 5,6 = 7720 с = 2,1 ч
Задание 2
При пропускании тока через разбавленный раствор серной кислоты в течение
10 мин выделился гремучий газ объемом 652,2 мл (при температуре 18 0С
и давлении 9,8·104Па). Вычислите силу тока.
Задание 3
При пропускании тока через раствор серебряной соли на катоде выделилось
за 10 мин. 1 г серебра. Определите силу тока.
Решение
г-экв. серебра равен 107,9 г. Для выделения 1 г серебра через раствор
должно пройти 96500 : 107,9 = 894 кулона. Отсюда сила тока
I =
894 / (10 • 60) 1,5A
Тема «Аналитическая химия»
Задание 1
Определить временную жесткость воды, если на титрование 200,0 мл ее израсходовали
5,50 мл 0,1015 н. раствора НС1.
Решение:
Вариант 1
Временную жесткость определяем по формуле:
Вариант
2
Определяем
нормальность раствора гидрокарбоната кальция:
Cн1· V1 = Cн2· V2
200
· Х = 5,5 · 0,1015
Х
= 0,00279 моль экв/л = 2,79 ммоль экв./л.
Задание
2
На
титрование 10 мл 0,1 н раствора щавелевой кислоты пошло 10,55 мл гидроксида
натри. Вычислите концентрацию раствора гидроксида натрия.
Решение:
Согласно
закону пропорциональности эквивалентов:
Сн
(NaOH) · V(NaOH) = Cн (H2C2O4) · V(H2C2O4)
Сн
(NaOH) = Cн (H2C2O4) · V(H2C2O4) / V(NaOH)
Сн
(NaOH) = 0,1 · 10/ 10,55 = 0,09478 моль/л
Задание
3
Определите
молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в реакции
2 KMnO4 + Na2SO3 + 2
KOH = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Решение:
Молекулярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя определяются
исходя из электронов, получаемых или отдаваемых при данной реакции одной
молекулой реагирующего вещества.
Для нахождения окислительно-восстановительных молекулярных масс
эквивалентов необходимо молекулярную массу соединения разделить на число
электронов, отдаваемых восстановителем или приобретаемых окислителем.
Запишем полуреакции окисления и восстановления:
1. SO32- + 2OH- -
2 e = SO42- + H2OЭ (Na2SO3) =
126,0436/2=63,0218 г/моль
. MnO4- + 1 e = MnO42-
mЭ (KMnO4) =
153,04/1 = 153,04 г/моль