Внутренняя энергия. Энтальпия

Программа курса

1. Основные понятия и законы химии.

1.1. Основные понятия химии.

Понятие элемента, простого и сложного вещества. Атомная единица массы. Атомная масса.

Количество вещества – моль. Молярная и молекулярная массы. Валентность. Степень окисления. Эквивалент, количество эквивалентов, мольная масса эквивалента.

1.2. Основные законы химии.

Законы стехиометрии. Газовые законы. Закон эквивалентов.

 

2. Периодическая система и химическая связь.

2.1. Периодическая система Д.И. Менделеева.

Современная формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Период. Группа. Типические элементы, электронные аналоги. Реакционная способность веществ.

Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение основных характеристик атомов по периодам и группам.

s-, p-,d- и f-электроны. Валентные электроны.

2.2. Химическая связь и строение вещества.

Понятие химической связи. Природа химической связи. Виды химической связи. Основные характеристики химической связи.

Ковалентная и ионная связь; образование связи. Характеристика связи, сравнение ковалентной и ионной связи.

Водородная связь. Донорно-акцепторная связь. Металлическая связь.

3. Химическая термодинамика и кинетика

3.1. Основы химической термодинамики.

Термодинамическая система, фаза. Классификация систем.

Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Стандартное состояние вещества. Закон Гесса. Основы термохимии. Второй закон термодинамики. Энтропия.

Изобарно-изотермические и изохорно-изотермические потенциалы. Химический потенциал. Термодинамическая функция простых веществ.

3.2. Энергетика химических процессов.

Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химических реакций. Стандартная энергия Гиббса химической реакции.

3.3. Химическая кинетика.

Основное уравнение кинетики. Порядок реакции. Скорость реакции и методы её определения. Константа скорости. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Кинетика простых и сложных реакций.

Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Температурный коэффициент скорости реакции.

Кинетика гетерогенных процессов.

Гомогенный и гетерогенный катализ.

 

4. Химическое и фазовое равновесие

4.1. Обратимость химических процессов.

Константа равновесия. Влияние внешних и внутренних факторов на равновесие.

Принцип Ле Шателье. Связь константы равновесия с термодинамическими параметрами.

4.2. Классификация фазовых равновесий.

Диаграмма состояния для одно- и двухкомпонентных систем. Правило фаз Гиббса.

 

5. Химические системы

5.1. Растворы.

Кислотно-основные процессы в растворах. Понятие истинного раствора. Способы выражения концентрации растворов. Идеальные растворы. Реальные растворы.

Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты. Теория электролитической диссоциации. Константа диссоциации, степень диссоциации. Активность.

Водородный показатель (pH). Ионное произведение воды. Понятие об индикаторах. Понятие о буферных растворах. Амфотерные электролиты.

5.2. Дисперсные системы.

Дисперсная фаза и дисперсная среда. Классификация дисперсных систем. Способы получения дисперсных систем. Аэрозоли. Суспензии. Адсорбенты.

Коллоидные растворы. Понятие мицеллы. Строение мицеллы. Устойчивость и стабилизация дисперсных систем. Коагуляция и флокуляция.

 

6. Электрохимические системы

6.1. Окислительно-восстановительные свойства веществ.

6.2. Химические источники тока.

Электродные потенциалы. Стандартные электродные потенциалы. Металлические электроды. Газовые электроды. Водородный электрод. Расчет и измерение потенциалов электродов и ЭДС гальванических элементов. Химические источники тока. Топливные элементы.

6.3. Электролиз.

Сущность электролиза. Электролиз растворов и расплавленных сред. Законы Фарадея. Применение электролиза.

6.4. Коррозия металлов.

Типы коррозионных разрушений. Химическая и электрохимическая коррозия. Способы защиты металлов от коррозии.

 

7. Полимеры и олигомеры

Мономеры, полимеры и олигомеры: основные понятия и классификация. Методы получения полимеров. Газонаполненные полимеры. Использование полимеров и пластмасс.

Полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, политетрафторэтилен.

 

8. Металлы

Распространенность и состояние металлов в природе. Физические, физико-химические и химические свойства металлов. Основные способы получения металлов. Металлические сплавы и композиты, их использование в отраслях народного хозяйства.

9. Химическая идентификация веществ

9.1. Качественный анализ.

Общие понятия. Чистота веществ. Идентификация катионов и анионов неорганических веществ.

9.2. Количественный анализ.

Общие понятия. Классификация методов количественного анализа. Химические, физические и физико-химические методы анализа.

 

10. Химия и экология.

10.1. Экологические проблемы.

Загрязнение окружающей среды. Роль химии в решении экологических проблем.

10.2. Охрана воздушного бассейна.

Выбросы вредных веществ в атмосферу. Кислотные дожди. Защита воздушного бассейна от загрязнений.

10.3. Охрана водного бассейна.

Характеристика сточных вод. Методы очистки сточных вод.

10.4. Твердые отходы. Безотходное производство.

Производственные отходы и их переработка. Бытовые отходы и их переработка. Безотходные технологии и производство.

 

 

Тема 1. Моль. Эквиваленты простых и сложных веществ. Закон эквивалентов

 

В 1971 году Генеральная конференция по мерам и весам утвердила в качестве единой из основных единиц Международной системы моль – единицу количества вещества. Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится в углероде – 12 массой 0,012 кг. При измерении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, эквивалентами, электронами и другими частицами или группами частиц. Один моль вещества содержит 6,02∙10²³ структурных частиц (постоянная Авогадро). При применении понятия «моль» следует указывать какие структурные частицы имеются в виду, например, моль атомов ионов алюминия, моль эквивалентов гидроксида натрия, моль электронов и др. Масса моля атомов элемента, масса моля молекул вещества, масса моля ионов, масса моля эквивалентов называется мольной или молярной массой соответственно элементов, вещества, ионов, эквивалентов и выражается в граммах на моль килограммах на моль.

Пример1.

Выразите в молях: а) 6,02∙10²² молекул H₂O; б) 1,2∙10²⁴ атомов азота; в) 2∙10²³ молекул СО. Чему равна мольная (молярная) массы названных веществ?

Решение.

Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого типа, равное постоянной Авогадро, т.е. 6,02∙10²³, поэтому: а) 6,02∙10²² молекул воды составят 0,1 моля; б) 1,2∙10²⁴ атомов азота соответственно 2 моля; в) 2∙10²³ молекул оксида углерода – 1/3 моля. Мольная (молярная) масса вещества в граммах численно равна его относительной молярной массе, выраженной в атомных единицах массы (а.е.м.). В данном примере молекулярная масса воды – 18, азота – 28 и оксида углерода – 28 а.е.м. соответственно мольная масса воды – 18 г/моль, азота – 28 г/моль и оксида углерода – 28 г/моль.

Пример 2.

Вычислить эквивалентную массу и мольную массу эквивалентов: натрия, кислорода, алюминия.

Решение.

Эквивалентом элемента (Э) называют такое его количество, которое соединяется с одним атомом (ионом) водорода или замещает его в реакциях. Массу одного эквивалента называют эквивалентной массой (m _э) и выражают в а.е.м., мольную массу эквивалентов (М _э) выражают в граммах на моль. Эквивалентная масса элемента равна атомной массе элемента, деленной на его валентность:

m _э = А / В.

Мольная масса эквивалента элемента равна мольной массе элемента, деленной на валентность

М _э = М / В.

Таким образом, эквивалентная масса натрия будет равна 23/1 = 23, кислорода 16/2 = 8 и алюминия 27/3 = 9 а.е.м. Соответственно мольная масса эквивалентов натрия 23 г/моль, кислорода 8 г/моль и алюминия 9 г/моль.

Пример 3.

Вычислить эквивалентную и мольную массы эквивалентов следующих веществ: а) Аl₂О₃; б) Н₂SO₄; в) Са(ОН)₂.

Решение.

а) Эквивалентная масса оксида (m _э) равна его молекулярной массе (Мr), деленной на число атомов элемента и на валентность элемента, образующего оксид:

m _э = Мr _Окс/ nВ; m _э(Al₂О₃) = 102/2∙3 = 17 а.е.м.

Мольная масса эквивалента оксида равна его мольной (молярной) массе деленной на число атомов элемента, образующего оксид, и на валентность элемента:

М _э(Аl₂О₃) = М (Аl₂0₃) / 2∙3 = 102/6 = 17 г/моль.

б) Эквивалентная масса кислоты равна молекулярной массе кислоты, деленной на число атомов водорода, замещаемых в химической реакции:

m _э(H₂SО₄) = Мr / nB = 98/2 = 49 а.е.м.

Мольная масса эквивалента серной кислоты будет равна соответственно М _э(H₂SО₄) = 49 г/моль.

в) Эквивалентная масса основания равна молекулярной массе основания, деленной на число гидроксидных групп, участвующих в реакции:

m _э(Са(ОН)₂) = Мr / n (OH^–) = 74/2 = 37 а.е.м.

Мольная масса эквивалента гидроксида кальция М _э(Са(ОН)₂) = 37 г/моль.

Пример 4.

На восстановление 4 г оксида двухвалентного металла требуется 1,12 л водорода. Определить мольную массу эквивалентов оксида, мольную массу эквивалентов металла, мольную и атомную массы металла.

Решение.

Согласно закону эквивалентов массы (или объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их мольным массам (мольным объемам) эквивалентов:

m ₁/ M _э(1) = m ₂/ M _э(2),

где m ₁ и m ₂ – массы взаимодействующих веществ; M _э(1) и M _э(2) – мольные массы эквивалентов этих веществ.

Если одно из взаимодействующих веществ находится в газообразном состоянии, в расчетах используют единицы массы и единицы объема. В данном примере:

,

где V_H2– объем водорода, вступившего в реакцию, V_э(Н2) – мольный объем эквивалентов водорода (эквивалентный объем).

Объем газа, занимаемый одним молем любого газа, при нормальных условиях (мольный объем) равен 22,4 л.

Объем газа, занимаемый одним молем эквивалентов газа при нормальных условиях (н.у.) называют мольным объемом эквивалентов или эквивалентным объемом газа. Молекула водорода содержит два атома, поэтому в одном моле молекулярного водорода содержится два моля атомарного водорода. Таким образом, эквивалентный объем водорода будет равен:

V_э(Н2) = 22,4 / 2 =11,2 л.

Найдем мольную массу эквивалентов оксида М _э(MеO):

4 / М _э(MеO) =1,12 / 11,2; М _э(MеO) = 40 г/моль.

В соответствии с законом эквивалентов моль эквивалентов оксида равен сумме молей эквивалентов металла и кислорода. Мольная масса эквивалентов кислорода равна мольной массе атомарного кислорода, деленной на его валентность:

М _э(О2) = М / В = 16 / 2 = 8 г/моль.

Отсюда мольная масса эквивалентов металла:

М _э(Mе) = М _э(MеO) – М _э(О2) = 40 – 8 = 32 г/моль.

Мольная масса атомов металла

М _(Ме) = М _э(Mе)∙ В = 32∙2 = 64 г/моль.

Атомная масса металла численно равна мольной и выражается в атомных единицах массы (а.е.м.)

А _(Ме) = 64 а.е.м.

Контрольные вопросы и задачи

1.	Определить эквиваленты и мольную массу эквивалентов фосфора, кислорода и брома в соединениях РН3, H2O, HBr.
2.	В какой массе NaOH содержится столько же молей эквивалентов, сколько в 140 г КОН? Ответ: 100 г.
3.	Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите мольную массу эквивалентов этого металла. Ответ: 32,5 г/моль.
4.	Из 1,3 г гидроксида металла получится 2,85 г его сульфата. Вычислите мольную массу эквивалентов этого металла. Ответ: 9 г/моль.
5.	Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58 % кислорода. Вычислите мольную массу эквивалентов элемента, мольную и атомную массы элемента.
6.	Чему равен при н. у. эквивалентный объем водорода? Вычислите мольную массу металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовано 0,28 л водорода (н.у.). Ответ: 32,68 г/моль.
7.	Выразить в молях: а) 6,02∙1022 молекул С2Н2; б) 1,8∙1024 атомов азота; в) 3,01∙1023 молекул NН3. Какова мольная масса указанных веществ?
8.	Вычислите мольную массу эквивалентов Н3РО4 в реакциях образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата.
9.	В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислить мольную массу эквивалентов металла и оксида. Чему равна мольная и атомная массы этого металла?

 

10.	Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На окисление 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода. Вычислите мольную массу эквивалентов металла, мольную и атомную массы этого металла.
11.	Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида. Вычислить мольную массу эквивалентов этого металла. Ответ: 103 г/моль.
12.	Напишите уравнения реакций Fе(ОН)3 с соляной кислотой, при которых образуются следующие соединения железа: а) хлорид дигидроксид железа; б) хлорид гидроксид железа (III); в) хлорид железа (III). Вычислите мольную массу эквивалентов Fe(OH)3 в каждой из этих реакций.
13.	Избытком гидроксида калия подействовали на раствор дигидрофосфата калия. Напишите уравнение реакции и вычислите мольную массу эквивалентов дигидрофосфата.
14.	К каком количестве Сr(ОН)3 содержится столько же молей эквивалентов, сколько в 174,96 г Мg(ОН)2? Ответ: 174 г.
15.	Избытком соляной кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) хлорида гидроксида алюминия. Написать уравнения реакций и вычислить мольные массы эквивалентов гидрокарбоната и хлорида.
16.	При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислить мольную массу эквивалентов металла и оксида. Чему равна мольная и атомная массы металла?
17.	При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислить мольную массу эквивалентов металла, мольную и атомную массы металла.
18.	Исходя из мольной массы углерода и воды, определить абсолютную массу атома углерода и молекулы воды в граммах. Ответ: 2∙10–23 г; 3∙10–23 г.
19.	На нейтрализацию 9,8 г ортофосфорной кислоты израсходовано 8 г NaOH. Вычислите мольную массу эквивалентов кислоты и ее основность в этой реакции. Ответ: 49 г/моль; основность – 2.
20.	На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РO4 израсходовано 1,29 г КОН. Вычислить мольную массу эквивалентов кислоты и ее основность. Написать уравнения реакций. Ответ: 41 г/моль, основность – 2.

 

Тема 2. Периодическая система элементов

Д.И. Менделеева

 

Пример 1.

Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающие этим степеням окисления.

Решение.

Высшую степень окисления элемента определяет номер группы периодической системы Д.И. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns ² np ⁶).

Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня s ² p ³, s ² p ⁴ и s ² p ⁵ (табл. 1).

Пример 2.

У какого из элементов четвёртого периода – марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Решение.

Электронные формулы данных элементов:

²⁵Mn l s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁵ 4 s ²

³⁵Br l s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁵

Т а б л и ц а 1

Степень окисления мышьяка, селена, брома.

Элемент	Степень окисления	Соединения
Высшая	Низшая
As	+5	–3	H3AsO4, H3As
Se	+6	–2	SeO2, Na2Se
Br	+7	–1	KBrO4, KBr

 

Марганец – d -элемент VIIБ группы, а бром – p -элемент VIIA группы. На внешнем энергетическом уровне у марганца два электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными свойствами и не образуют элементарных отрицательных ионов. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат более трёх электронов, обладают определённым сродством к электрону, а следовательно, приобретают отрицательную степень окисления и даже образуют элементарные отрицательные ионы. Таким образом марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более присущи окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих p - и d -элементы является преобладание металлических свойств у d -элементов. Следовательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома.

Контрольные вопросы и задачи

21.	Исходя из положения германия, цезия и технеция в периодической таблице, составьте формулы следующих соединений: мета- и ортогерманиевой кислот, дигидрофосфата цезия и оксида технеция, отвечающие их высшим степеням окисления. Изобразите графически формулы этих соединений.
22.	Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s - и p -элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?
23.	Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р -элементов в периоде; в группе периодической системы с увеличением порядкового номера?
24.	Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы следующих соединений: водородного соединения германия, рениевой кислоты и оксида молибдена, отвечающие высшей степени окисления образующего элемента. Изобразите графически формулы этих соединений.
25.	Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента.
26.	Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающие их высшей степени окисления. Как изменяется химический характер этих соединений при переходе от натрия к хлору?
27.	Какой из элементов четвёртого периода – палладий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов.
28.	Какие элементы образуют газообразные соединения с водородом? В каких группах периодической системы находятся эти элементы? Составьте формулы водородных и кислородных соединений хлора, теллура и сурьмы, отвечающие их низшей и высшей степеням окисления.
29.	У какого элемента четвёртого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена.
30.	Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
31.	У какого из р -элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов является более сильным восстановителем? Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов.
32.	Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание Ba(OH)2 или Mg(OH)2; Ca(OH)2 или Fe(OH)2; Cd(OH)2 или Sr(OH)2?
33.	Почему марганец проявляет металлические свойства, а хлор – неметаллические? Ответ мотивируйте строением атомов этих элементов. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хлора и марганца.
34.	Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения?
35.	Какую низшую и высшую степень окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающие этим степеням окисления.
36.	К какому семейству относятся элементы, в атомах которых последний электрон поступает на 4-ю и 5-ю орбитали? Сколько элементов включает каждое из этих семейств? Как отражается на свойствах этих элементов электронное строение их атомов?
37.	Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить?
38.	Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем, иодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу?
39.	Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и иод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
40.	Какую высшую степень окисления могут проявлять германий, ванадий, марганец и ксенон? Почему? Составьте формулы оксидов данных элементов, отвечающих этой степени окисления.

 

 

Тема 3. Химическая связь. Строение молекул

 

Контрольные вопросы и задачи

41.	Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи? Как метод валентной связи (ВС) объясняет строение молекулы воды?
42.	Какая ковалентная связь называется неполярной, а какая полярой? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Составьте электронные схемы строения молекулы N2, H2O, HI. Какие из них являются диполями?
43.	Какой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах и ? Укажите донор и акцептор.
44.	Как метод валентных связей объясняет линейное строение молекул BeCl2 и тетраэдрическое – СН4?
45.	Какая ковалентная связь называется s-связью, а какая p-связыо? Разберите на примере строения молекулы азота.
46.	Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами?
47.	Распределите электроны атома серы по квантовым ячейкам. Сколько неспаренных электронов имеют ее атомы в нормальном и возбужденном состояниях? Чему равна валентность серы, обусловленная неспаренными электронами?
48.	Что называют электрическим моментом диполя? Какая из молекул НСl, HBr, HI имеет наибольший мо­мент диполя? Почему?
49.	Какие кристаллические структуры называются ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы каких веществ: алмаза, хлорида натрия, диоксида углерода, цинка – имеют указанные структуры?
50.	Составьте электронные схемы строения молекул Cl2, H2S, ССl4. В каких молекулах ковалентная связь является полярной? Как метод валентной связи объясняет угловое строение молекулы H2S?
51.	Чем отличается структура кристалла хлорида натрия от структуры кристалла натрия? Какой вид связи осуществляется в этих кристаллах? Какие кристаллические решетки имеют натрий и хлорид натрия? Чему равно координационное число натрия в этих решетках?
52.	Какая химическая связь называется водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему вода и фтороводород, имея большую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?
53.	Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращений соответствующих ионов в нейтральные атомы.
54.	Что следует понимать под степенью окисления атома? Определите степень окисления атома углерода и его валентность, обусловленную числом неспаренных электронов, в соединениях СН4, СН3ОН, НСООН, CО2.
55.	Какие силы молекулярного взаимодействия называются ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают и какова природа этих сил?
56.	Какая химическая связь называется координационной или донорно-акцепторной? Разберите строение комплекса . Укажите донор и акцептор. Как метод валентных связей объясняет тетраэдрическое строение этого иона?
57.	Какие электроны атома бора участвуют в образовании ковалентных связей? Как метод валентных связей объясняет симметричную треугольную форму молекул ВF3?
58.	Как метод молекулярных орбиталей объясняет парамагнитные свойства молекулы кислорода? Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы О2 по методу молекулярных орбиталей (МО).
59.	Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы F2 по методу МО. Сколько электронов находятся на связывающих и разрыхляющих орбиталях?
60.	Как метод МО объясняет большую энергию диссоциации молекулы азота? Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы N2 по методу МО. Сколько электронов находятся на связывающих и разрыхляющих орбиталях?

 

 

Тема 4. Энергетика химических процессов.

Реакции

 

Окислительно-восстановителными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (n) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление-восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление к ее понижению у окислителя.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях; окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не имеет значения, переходят ли электроны от одного атома к другому полностью, образуются ли ионные связи, или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:

N5+(HNO3)	S6+(H2SO4)	проявляют только окислительные свойства,
N4+(NO2), N3+(HNO2), N2+(NO), N1+(N2O) N0(N2), N–(NH2OH) N2–(N2H4)	S4+(SO2), SV(SO) S0(S2S8), S1–(S2S2)	проявляют окислительные и восстановительные свойства
N3–(NH3)	S2–(H2S)	проявляют только восстановительные свойства.

При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции Н₂⁰ + Cl₂⁰ = 2HCl валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.

Пример 1.

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, НNО₂, 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.

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 – только окислители; НNО₂, H₂SO₃, MnO₂, – окислители и восстановители.

Пример 2.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: a) H₂S и HI; б) H₂S и H₂SO₃; в) H₂SO₃ и НСlO₄?

Решение.

а) Определяем степень окисления: n (S) H₂S = –1 и n (I) HI = –2. Так как и сера и йод имеют низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) n (S) в H₂S = –2 (низшая); n (S) в H₂SO₃ = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SO₃ будет окислителем;

в) n (S) в H₂SO₃ = +4 (промежуточная); n (Cl) в НСlO₄ = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H₂SO₃ в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.

Пример 3.

Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

КМnO₄ + Н₃РO₃ + Н₂SO₄ ® MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Решение.

Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель. И отражаем это в электронных уравнениях:

 

Восстановитель 5	P3+ –2e = P5+	процесс окисления
Окислитель 2	Mn+7 +5е = Mn2+	процесс восстановления

 

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления.

Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnO₄ + 5H₃PO₃ + 3Н₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Н₃РO₄ + К₂SO₄ + ЗН₂O.

Контрольные вопросы и задачи

121.	Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3, HClO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: KBr + KBrO3 + Н2SO4 ® Br2 + К2SO4 + Н2O.
122.	Реакции выражаются схемами: P + HIO3 + Н2O ® Н3РO4 + HCl, H2S + Cl2 + H2O ® Н2SO4 + HCl Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
123.	Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: As3– ® As5+; N3+ ® N3–; S2– ® S0. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Na2SO3 + KMnO4 + H2O ® Na2SO4 + MnO2 + KOH.
124.	Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РO4, Н3РО3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: PbS + HNO3 ® S + Pb(NО3)2 + NО + Н2O.
125.	P + HNO3 ® Н2O + Н3РO4 + NО, KMnO4 + Na2SO3 + KOH ® K2MnO4 + Na2SO4 + H2O.
126.	Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановления – происходит при следующих превращениях: Mn6+ ® Mn2+; Cl5+ ® Cl–; Na3– ® Na5+. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Cu2O + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NО + Н2O.
127.	HNO3 + Ca ® NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O, K2S + KMnO4 + H2SO4 ® S+K2SO4 + MnSO4 + H2O.
128.	Н2S + Cl2 + Н2O ® H2SO4 + HCl, К2Cr2O7 + Н2S + Н2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
129.	Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К2Сr2O7, KI и Н 1234Следующая ⇒ Поделиться с друзьями: Семя – орган полового размножения и расселения растений: наружи у семян имеется плотный покров – кожура... Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим... Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой... Своеобразие русской архитектуры: Основной материал – дерево – быстрота постройки, но недолговечность и необходимость деления...  © cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста. Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы! 0.105 с.