Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Учебно - методический комплекс по химии↑ Стр 1 из 7Следующая ⇒ Содержание книги
Поиск на нашем сайте
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.
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:
Примечание: для реагентов: [А] = СА – ΔСА; для продуктов: [Д] = СД + ΔСД. ΔСА: ΔСВ: ΔСД: ΔСЕ = 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 СА СВ 0 0 аА + вВ = dD + eE ∆ ∆А ∆В ∆D ∆E [ ] [A] [B] [D] [E] КС = [D]d[E]e/[A]a[B]b ТИП 1: СА=1моль/л; СВ=1моль/л; [D]=0,1моль/л; КС=? Сисх 1? 0 0 А + 2В = D + 3E ∆ -0,1 -0,2 +0,1 +0,3 [ ] 0,9 0,8 0,1 0,3 KC = 0,1 (0,3)3/0,9 (0,8)2=0,005 ТИП 2: CА = 1моль/л; [D]=0,1моль/л; КС=1; СВ=? Сисх 1? 0 0 А + 2В = D + 3E ∆ -0,1 -0,2 +0,1 +0,3 [ ] 0,9 Х 0,1 0,3 КС = 0,1 (0,3)3/0,9 Х2 =1 СВ = Х + 0,2
ТИП 3: СА=1моль/л; СВ = 1моль/л; КС =1; [ ] =? Сисх 1 1 0 0 А + В = D + E ∆ -Х - 2Х +Х +3Х [ ] 1-Х 1-2Х Х 3Х КС = 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: СА = [А] +Δ СА = 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: СВ = [В] + ΔСВ = 0,21 + 0,432 = 0,552 моль/л. ОТВЕТ: СА = 0,276 моль/л, СВ = 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 PCl5(г)↔ PCl3(г)+ Cl2(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: ССО = 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 N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(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)+О2(г)↔2NO2(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) + Cl2(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) + Cl2(г) ↔ COCl2(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 N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(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) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО2, если начальные концентрации этих веществ составляли: ССО = 0,05моль/л; ССО2 = 0,01моль/л. Изменением каких факторов (Р, С) можно сместить химическое равновесиеданной системы вправо? Дайте обоснованный ответ. 52. Равновесие в системе Н2(г) + J2(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 2NO2(г) ↔ 2NO(г) + O2(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 N2O4(г) ↔ 2NO2(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 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(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) + Cl2(г) ↔ COCl2(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 2NO2(г) ↔ 2NO(г) + O2(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) + Cl2(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 (Ann-). При этом анионы соли связывают ионы Н+, а в растворе накапливаются ионы ОН-, что обуславливает щелочную среду (рН>7): Ann- + 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+; S2- + 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) HNO3. 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: SO32- + 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 + 3SO32- = 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. 91. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl2 или ZnCl2 ? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 92. При смешивании растворов K2S и CrCl3 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. 93. Какие из солейCr2(SO4)3, K2S, RbCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей? 94. Укажит
|
||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-27; просмотров: 245; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.145.88.104 (0.01 с.) |