Тема 17. «физико-химические методы анализа»

Вопросы программы

Физико-химические методы анализа и их классификация. Потенциометрия. Сущность метода. Индикаторные электроды и электроды сравнения. Стеклянные электроды. Определение рН. Ион-селективные электроды. Хроматография. Спектрофотометрия. Спектры поглощения растворов. Фотометрические реакции. Закон Бугера-Ламберта-Бера. Оптическая плотность, молярный коэффициент светопоглощения. Построение калибровочного графика.

Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен знать сущность современных инструментальных методов анализа и их физико-химические основы. Студент должен уметь работать на аналитических приборах.

17.2 Методические рекомендации к теме

Физико-химический анализ основан на зависимости качественного и количественного содержания элементов от какой-либо измеряемой физической величины (аналитического сигнала). Для проведения анализа необходимо выразить эту зависимость в виде графика (калибровочного) или таблиц. Для построения графиков пользуются серией стандартных растворов с точно известным содержанием определяемого элемента. Классификация методов физико-химического анализа: 1) Оптические методы основаны на измерении оптических свойств вещества. 2) Хроматографические основаны на использовании способности различных веществ к избирательной сорбции. 3) Электрохимические - на измерении электрохимических свойств веществ. 4) Радиометрические – на измерении радиоактивных свойств веществ. 5) Масс-спектрометрические - на излучении ионизированных фрагментов веществ и т.д. Рассмотрим некоторые основные физико-химические методы, применяемые в сельскохозяйственной практике. Пламенная фотометрия (фотометрия пламени) Метод пламенной фотометрии применяется как для открытия химических элементов, так и в количественных опреде­лениях в двух вариантах: эмиссионная пламенная фотометрия (пламенно-эмиссионный анализ) и абсорбционная пламенная фотометрия (пламенно-абсорбционный, атомно-абсорбционный анализ). Эмиссионная пламенная фотометрия (спектрометрия) представляет собой разновидность эмиссионного спектрального анализа. Анализируемый раствор, содержащий открывае­мый или определяемый химический элемент в виде его соединения, вно­сят в пламя горелки, распыляя его в форме аэрозоля с помощью простого пульверизатора. При температуре пламени анализируемое вещество разлага­ется и атомизируется. Образующиеся атомы термически возбуждаются, а затем (по истечении очень короткого времени жизни возбужденного со­стояния) излучают энергию возбуждения в виде фотона, что регистриру­ется в форме соответствующей спектральной линии пламенным фото­метром. Линейчатые эмиссионные спектры атомов всех химических элемен­тов хорошо изучены и имеются в справочниках. Атомно-абсорбционная пламенная фотометрия (атомно-абсорбциоиная пламенная спектрометрия) состоит в сле­дующем. В пламя горелки вносится анализируемый раствор (например, рас­пыляется в форме аэрозоля), содержащий соединение открываемого или определяемого химического элемента (натрия, калия, кальция и т. д.). В пламени горелки при высокой температуре частицы анализируемого об­разца разлагаются и атомизируются. Через это пламя пропускают луч света от источника возбуждения, содержащий резонансное излучение открываемого или определяемого элемента. В качестве источника возбу­ждения применяют лампы с полым катодом, в состав светящейся плазмы которых входят возбужденные (находящиеся в возбужденном электрон­ном состоянии) атомы данного элемента, способные излучать свет, с дли­ной волны резонансного перехода. Атомы открываемого или определяе­мого элемента, образовавшиеся в пламени горелки при термическом разложении анализируемого образца, могут поглощать (если они находятся в невозбужденном электронном состоянии) только фотоны с длиной вол­ны резонансного излучения этого же элемента. Например, невозбуж­денные атомы натрия могут поглощать только резонансное излучение атомов натрия, но не атомов другого химического элемента. Вследствие частичного поглощения невозбужденными атомами в зоне пламени интенсивность резонансного излучения (источника возбу­ждения) уменьшается при прохождении через пламя тем сильнее, чем больше поглощающих атомов присутствуют в зоне пламени, т. е. чем выше концентрация анализируемого раствора по определяемому элементу. Интенсивность резонансного излучения (источника возбуждения), прошедшего через пламя, регистрируется и измеряется спектральным прибором — атомно-абсорбционным пламенным фотометром или спек­трофотометром. Если интенсивность резонансного излучения не уменьшается после прохождения его через пламя с анализируемым образцом, то это означа­ет, что анализируемый образец не содержит данный элемент, резонанс­ное излучение которого регистрируется пламенным фотометром. Если же интенсивность резонансного излучения уменьшается после прохождения через пламя с анализируемым образцом, то это указывает на присутствие данного химического элемента в анализируемом образце. В некотором интервале изменения концентраций определяемого элемента в анализируемом растворе уменьшение интенсивности резо­нансного излучения пропорционально при определенных условиях числу поглощающих атомов в зоне пламени и, следовательно, пропорционально концентрации раствора. На этом основано количественное определение содержания данного элемента в анализируемом образце. Спектрофотометрия. Из спектральных методов анализа наиболее широко приме­няют в агрохимической практике спектрофотометрию, основанную на измерении интенсивности светового потока, прошедшего через окрашенный раствор. Данный метод абсорбционного молекулярного анализа основан на использовании спектральных приборов – спектрофотометров, позволяющих регистрировать световые потоки в широком интервале изменения длин волн от 185 нм до 1100 нм, т.е. в видимой и ближней ИК области спектра. Измеряя светопоглощение окрашенного раствора (фотоко­лориметрический анализ), определяют содержание окрашенного вещества в испы­туемом растворе. Существует зависимость между интенсивностью окраски рас­твора и содержанием в этом растворе окрашенного вещества. Эта зависимость (закон Бугера — Ламберта — Бера) выражается уравнением: D= εCl, где D -оптическая плотность или экстинкция, ε – коэффициент экстинкции, C – концентрация вещества, l -длина поглощающего слоя, см. Закон справедлив только для поглощения монохроматического светового потока с постоянной длиной волны. Для получения монохроматического излучения используется дифракционная решетка или светофильтр, которыми снабжены приборы. При фотоколори­метрических определениях, определяя концентрацию испытуемого раствора, предварительно строят так называемую калибровочную кривую. Для этого пользуются серией эталонных растворов различной концентрации определяемого вещества. Измеряя оптическую плотность эталонных растворов, строят графическую зависимость, откладывая на оси абсцисс концентрацию С, а на оси ординат оптическую плотность D (рис.16).

D

С

Рисунок 16. Калибровочная кривая

Имея та­кую кривую, при определении концентрации испытуемого раство­ра достаточно измерить его светопоглощение и по калибровочной кривой найти значение концентрации, соответствующее найден­ному светопоглощению. Потенциометрический метод, основанный на измерении электродвижущих сил (ЭДС) обратимых гальванических элементов, используют для определения содержания веществ в растворе и измерения различных физико-химических величин. В потенциометрии обычно применяют гальванический эле­мент, включающий два электрода, которые могут быть погружены в один и тот же раствор (элемент без переноса) или в два различных по составу раствора, имеющих между собой жидкостной контакт (цепь с переносом). Электрод, потенциал которого зависит от активности (концентрации) определяемых ионов в растворе, называется индикаторным. Для измерения потенциала индикаторного электрода в раствор погружают второй электрод, потен­циал которого не зависит от концентрации определяемых ионов. Такой электрод называется электро­дом сравнения. Величину ЭДС можно рассчитать по разности потенциалов этих электродов. Зависимость величины электродного потенциала (ЭП) от активности ионов в растворе выражается уравнением Нернста где Е^о - стандартный электродный потенциал; п - число электронов (ē), участвующих в реакции; - кон­центрация, моль/л. В потенциометрическом методе анализа используют два основных класса электродов: - электроды, на межфазных границах которых протекают реакции с участием электронов, так на­зываемые электронообменные (электроды первого, второго рода и окислительно-восстановительные); - электроды, на межфазных границах которых протекают ионообменные реакции. Такие электро­ды называют мембранными, или ионообменными, их называют также ионоселективными. Обратимые электроды - электроды, у которых скачки потенциалов зависят от концентрации в соответствии с термодинамическими уравнениями. На обратимых электродах быстро уста­навливается равновесие, и скачки потенциалов остаются неизменными во времени. При прохож­дении электрического тока скачки потенциалов не должны значительно изменяться; а после вы­ключения тока быстро должно устанавливаться равновесие. Электроды, не удовлетворяющие этим требованиям, называются необратимыми. В потенциометрии используют обратимые электроды. Электроды I рода — электроды, находящиеся в равновесии с катионами, одноименными с метал­лом, и обратимые по отношению к ним. Простейший электронообменный электрод — металличе­ская пластинка, погруженная в раствор или расплав электролита Zn/Zn²⁺; Сu/Сu²⁺ и т. д. В качестве электрода сравнения используют стандартный водородный электрод (СВЭ) — электрод I рода. Его потенциал определяется величиной рН и при комнатной темпе­ратуре равен: Е = Е^о + 0,0591g[H⁺] = -0,059рН Стандартный водородный электрод (СВЭ) неудобен в работе, его заменяют электродами II рода — насыщенным каломельным электродом (н.к.э.) и хлорсеребряным (х.с.э.). Электроды II рода — электроды, состоящие из металлической пластинки, покрытой малорас­творимой солью этого металла, и обратимые по отношению к анионам соли: а) хлорсеребряные электроды состоят из серебряной проволоки, покрытой малорастворимой в воде солью AgCl, погружённой в водный раствор КСl. На электроде протекает реакция АgCl +ē ↔ Ag⁺ + Cl^-; б) каломельный Нg/Hg₂²⁺,КСl состоит из металлической ртути, покрытой пастой малорастворимого Hg₂Cl₂ - каломели, контактирующие с водным раствором КСl. Мембранные (ион-селективные) электроды - электроды обратимые по тем или иным ионам, сорбируемым твердой или жидкой мембраной. Реальный потенциал таких электродов зависит от активности тех ионов в растворе, которые сорбируются мембраной. Мембранные электроды используют в качестве индикаторных при определении различных катионов (Li⁺, Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Cd²⁺ и т.д.) и анионов (F^-, Cl^-, S^2-, NO₃^- и др.). Среди ионоселективных электродов наибольшее применение получили стеклянный и хингидронный электроды, предна­значенные для измерения рН (рис. 17).

Рисунок 17. Мембранные электроды

Хингидронный электрод состоит из платиновой проволоки, погруженной в раствор соляной кислоты, насыщенный хингидроном (соединение состава С₆Н₄О₂·С₆Н₄(ОН)₂). Схематическое обозначение хингидронного электрода: Pt│хингидрон, HCl. На хингидронном эдектроде протекает окислительно-восстановительная реакция: С₆Н₄О₂ + 2Н⁺ + 2ē = С₆Н₄(ОН)₂ Потенциал хингидронного электрода при комнатной температуре равен: Е = Е^о – 0,059рН. Хингидронный электрод нельзя применять в присутствии сильных окислителей и восстановителей.

11.3 Лабораторная работа (резервная)«Фотометрическое определение меди» Цель работы: приобретение навыков работы на КФК-2, приго­товления стандартных растворов. Приборы и оборудование: спектрофотометр КФК-2, колбы мерные емкостью 50 и 1000 мл, бюретки, мерные цилиндры емкостью 10 мл. Реактивы: раствор гидроксида аммония (разбавленный 1:3), концентрированная серная кислота, х. ч. сульфат меди (II) CuSO₄·5H₂O Выполнение работы. Определение меди проводят аммиачным методом. Он основан на образовании ионом Сu²⁺ с аммиаком комплекса [Сu(NH₃)₄]²⁺ окрашенного в интенсивно-синий цвет.

1. Приготовление раствора сравнения для построения градуиравочного графика. 10 мл разбавленного (1:3) гидроксида аммония переносят в мерную колбу вместимостью 50 мл, добавляют одну каплю кон­центрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см³) и доводят дистиллированной водой до метки (нулевой раствор).

2. Приготовление стандартного раствора соли меди. 3,927 г х. ч. сульфата меди CuSO₄·5H₂O переносят в мерную колбу вместимостью 1000 мл, растворяют, приливают 5 мл концентрированной H₂SO₄ (ρ = 1,84 г/см³) и доводят водой до метки, 1 мл этого раствора содержит 1 мг иона Сu²⁺

3. Построение градуировочного графика. В шесть мерных колб вместимостью по 50 мл отмеряют пипет­ками соответственно 25, 20, 15, 10, 5 и 3 мл стандартного раствора соли меди. В каждую прибавляют по 10 мл разбавленного (1:3) раствора гидроксида аммония и доводят объем дистиллированной водой до метки. Измерение оптической плотности D начинают с раствора, имею­щего наибольшую концентрацию меди. Для этого раствор из кол­бы наливают в кювету с рабочей длиной 1 см и измеряют оптиче­скую плотность раствора при красном светофильтре (670 нм). Результаты оформляют в виде таблицы 16.

Таблица 16 – Концентрация (С) и оптическая плотность (D) стандартных растворов

№ колбы
Объем стандартного раствора (V, мл)
Концентрация иона Сu^2+ (C, мг/мл)	0,5	0,4	0,3	0,2	0,1	0,06
Оптическая плотность (D)

По результатам измерений строят градуировочный график, от­кладывая по горизонтальной оси известные концентрации иона Сu²⁺, а по вертикальной - соответствующие им оптические плот­ности.

4. Ход определения меди в контрольном растворе. В мерную колбу с определенным количеством испытуемого раствора добавляют 1 каплю концентрированной серной кислоты, нейтрализуют 10 мл разбавленного раствора (1:3) гидроксида аммония и доводят объем в колбе водой до метки. Раствор тщательно перемешивается, наполняется им кювета с рабочей длиной 1 см и измеряют оптическую плотность его при красном светофильтре, т. е. при тех же условиях, при каких был получен градуировочный график. Зная величину оптической плотности, находят по графику кон­центрацию иона Сu²⁺ в миллиграммах на 1 мл раствора. Массу меди (в мг) в анализируемом растворе рассчитывают по формуле: m_Cu2+ = C · V, где С - концентрация иона меди (в мг/мл; V – объем раствора (50 мл). Результат анализа: в контрольном растворе объемом 50 мл содержится ….. мг меди Cu²⁺.

Вопросы к защите: 1. В чем сущность оптических методов анализа? Приведите классификацию оптических методов. 2. Что такое спектр? Эмиссионная спектроскопия? 3. Сущность пламенной фотометрии и где она применяется в сельском хозяйстве? 4. В чем сущность спектрофотометрии? Каковы ее преимущества и область применения? 5. Закон Бугера-Ламберта-Бера. Что такое оптическая плотность? От чего она зависит? 6. Что служит сигналом в спектрофотометрии?

11.4 Лабораторная работа (резервная)«Реакции обнаружения катионов и анионов в растворе» Цель работы: отработка навыков проведения аналитических реакций и работы с аналитическими реактивами. Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, стеклянная палочка, спиртовка, пробиркодержатель, плитка лабораторная, солиаммония, калия, натрия, магния, кальция, железа (II) и (III), меди (II), кобальта (II) и т.д. Выполнение работы. Опыт 1. Реакции обнаружения иона аммония. а) в пробирку вносят 8-10 капель раствора соли аммония, прибавляют такой же объем раствора щелочи и осторожно нагревают раствор. Над раствором помещают влажную индикаторную бумагу, не касаясь ею стенок пробирки. Выделяющиеся пары аммиака окрашивают бумагу в синий цвет. б) К раствору соли аммония прибавляют такой же объем реактива Несслера. Образуется оранжевый осадок: NH₄CI + 2K₂HgI₄ + 4KOH = [ Hg₂ONH₂]I↓ + 7KI + KCI + 3H₂O

Опыт 2. Обнаружение К⁺ - ионов К нейтральному или уксуснокислому раствору соли калия прибавьте равный объем раствора гексанитрокобальтата (III) натрия, потрите стеклянной палочкой о стенки пробирки и слегка нагрейте на водяной бане. При этом образуется желтый осадок двойной соли гексанитрокобальтата (III) натрия-калия K₂Na[Co(NO₂)₆]. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.Реакцию желательно проводить при pH = 3, что соответствует разбавленным растворам уксусной кислоты, ни в коем случае pH не должен быть более 7.

Опыт 3. Обнаружение Mg²⁺ - ионов К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы магния, прибавляют 2-3 капли 2М НCI, 1 каплю раствора Na₂HPO₄ и при перемешивании по каплям прибавляют 2М NH₃ до появления запаха аммиака (рН 9). Выпадает белый кристаллический осадок состава МgNH₄PO₄ ∙6H₂O. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Опыт 4. Обнаружение Ca²⁺ - ионов Налейте в пробирку раствор соли кальция и добавьте уксусной кислоты до кислой реакции (2-3 см³). Реакцию среды проверьте при помощи метилового красного. Добавьте по каплям раствор оксалата аммония. При этом из концентрированного раствора сразу, а из разбавленного постепенно выпадает белый кристаллический осадок оксалата кальция: CaCl₂ + (NH₄)₂C₂O₄ → ↓ CaC₂O₄ + 2NH₄Cl Ca²⁺+ C₂O₄² -→ ↓ CaC₂O₄ Ионы магния, бария, стронция мешают обнаружению ионов кальция этой реакцией, так как они тоже образуют малорастворимые осадки соответствующих оксалатов.

Опыт 5. Обнаружение Fe²⁺ и Fe³⁺ - ионов а) В пробирку с раствором соли Мора прибавьте несколько капель раствора красной кровяной соли. Наблюдайте образование «турнбулевой сини». Напишите уравнение реакции. б) В пробирку с подкисленным раствором соли железа (III) прибавьте по каплям раствор желтой кровяной соли. При этом происходит образование темно-синего осадка «берлинской лазури». Напишите
уравнение реакции. г) В пробирку с раствором соли железа (III) прибавьте по каплям раствор роданида калия или аммония. Напишите уравнение реакции образования кроваво-красного комплекса состава NH₄ [Fe(SCN)₄].

Опыт 6. Обнаружение Co²⁺ - ионов Поместите в пробирку 1-2 см³ соли кобальта (II), прибавьте несколько капель концентрированного раствора роданида аммония и содержимое пробирки тщательно перемешайте. При этом образуется комплексное соединение (NH₄)₂[Co(SСN)₄]. К полученному раствору добавьте немного изоамилового спиртом и тщательно перемешайте. При этом роданидный комплекс кобальта переходит в слой органического растворителя, окрашивая его в интенсивно-синий цвет.

Опыт 7. Обнаружение Cu²⁺ - ионов а) К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы меди (II), прибавляют 1-2 капли раствора гексацианоферрат (II) калия. Наблюдайте образование красно-бурого осадка состава Сu₂[Fe(CN)₆]. Напишите уравнение реакции.б) В пробирку с раствором сульфата меди (II) прибавьте избыток разбавленного раствора аммиака. При этом образуется растворимое комплексное соединение синего цвета: CuSO₄ · 5H₂O + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄ · H₂O + 4H₂O

Опыт 8. Обнаружение Cl^-, I^- - ионов В две пробирки с растворами хлорида и иодида калия добавьте раствор нитрата серебра (примерно 1/3 от объема растворов соли). Наблюдайте образование белого и желтого осадков. Добавьте в обе пробирки с осадками избыток раствора аммиака и перемешайте. Обратите внимание, что осадок хлорида серебра полностью растворяется в аммиаке, в иодид серебра - практически не растворяется. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Опыт 9. Обнаружение SO₄ ^2- – ионов Поместите в пробирку 1 см³ раствора сульфата натрия и прибавьте столько же раствора хлорида бария. Наблюдайте образование кристаллического осадка сульфата бария. Растворяется ли осадок в соляной кислоте?

Опыт 10. Обнаружение СО₃^2- - ионов Карбонаты и гидрокарбонаты при взаимодействии с кислотами выделяют диоксид углерода. В пробирку с раствором карбоната калия или натрия добавьте немного раствора соляной или серной кислоты. Наблюдайте выделение диоксида углерода. Проверьте, что и нерастворимый карбонат кальция при взаимодействии с кислотой выделяет диоксид углерода. Напишите уравнения реакций.

Опыт 11. Обнаружение SO₃^2- - ионов В пробирку с раствором сульфита (гидросульфита) натрия или калия прибавьте 2-3 см³ раствора соляной (серной) кислоты. Выделение удушливого сернистого газа свидетельствует о присутствии в растворе S0₃^2- -ионов. Напишите уравнение реакции.

Опыт 12. Обнаружение NO₃^- - ионов Всухую пробирку поместите 0,5 см³ раствора дифениламина, добавьте 4-5 капель концентрированной серной кислоты и 3 - 4 капли раствора нитрата калия. Быстро окисляясь в кислой среде под действием NО₃^- - ионов, дифениламин образует соединение синего цвета.

Вопросы к коллоквиуму №1 на тему: «Химическая термодинамика. Кинетика. Химическое равновесие. Растворы».

1. Химическая термодинамика. Основные законы термодинамики.

2. Тепловые эффекты реакций. Закон Гесса.

3. Энергетика химических процессов. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. Свободная энергия Гиббса.

4. Скорость химических реакций и методы ее регулирования. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

5. Кинетика химических реакции. Закон действующих масс.

6. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.

7. Химическое равновесие и закон действующих масс. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

8. Химическая теория образования растворов, Сольваты, гидраты, тепло­вой эффект растворения. Роль растворов в природе.

9. Дисперсные системы. Растворы. Способы выражения концентрации растворов.

10. Свойства растворов неэлектролитов. Законы Рауля и Вант-Гоффа.

11. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Диссоциация ки­слот, оснований, солей.

12. Сильные электролиты. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора.

13. Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбав­ления Оствальда.

14. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показа­тель. Роль концентрации водородных ионов в биологических процес­сах.

15. Буферные системы. Свойства буферных растворов. Механизм буфер­ного действия. Буферная емкость. Роль буферных систем в биологиче­ских процессах. 16. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Константа и степень гидролиза. ПРИМЕР письменного задания к коллоквиуму на тему: «Химическая термодинамика. Кинетика. Химическое равновесие. Растворы». 1. Напишите формулировку закона Гесса и его следствия и пояс­ните их на конкретном примере. Исходя из двух термохимических
уравнений: 1) Ca(OH)₂ = CaO + H₂O_(ж); ∆Н° = 65,3 кДж/моль 2) Сa(OH)₂ + SiO₂ = CaSiO₃ + H₂O_(ж); ΔH^o = -23,3 кДж/моль определите энтальпию реакции CaO + SiO₂ = CaSiO₃. 2. Критерием возможности самопроизвольного протекания хими­ческих реакций в изолированной системе является энтропия реакции, а в неизолированной - энергия Гиббса. Проведите соответствующие рас­четы для реакции 2SO_2(г) + O_2(г) = 2SO_3(г). Сделайте вывод о возможности или невозможности ее самопроиз­вольного протекания при стандартных условиях в изолированной и не­изолированной системах. 3. Не проводя расчетов, предскажите знак изменения энтропии
при протекании реакций: 1) 2NH₄NO_3(к) = 2N_2(к) + O_2(г) + 4H₂O_(г) 2) CaO_(к) + SO_3(г) = CaSO_4(к) Подтвердите свой прогноз необходимыми расчетами. 4. Напишите формулировку правила Вант-Гоффа. На сколько гра­дусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличи­лась в 50 раз, если температурный коэффициент её скорости равен 1,8? 5. Какое состояние обратимой реакции называется состоянием
химического равновесия, каковы его признаки? Напишите выражение
закона действующих масс через равновесные концентрации газов для реакции N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г). Опреде­лите константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода, если на момент равновесия концентрации азота, водорода и аммиака соответственно равны 3, 9 и 4 моль/л. 6. Принцип смещения химического равновесия (принцип Ле Шателье) имеет несколько формулировок. Приведите формулировку, кото­рую Вы считаете наиболее понятной. Определите направление смеще­ния равновесия реакций 1) 2H_2(г) + O_2(г) ↔ 2H₂O_(г); ΔHº = -483,6 кДж/моль 2) CaCO_3(к) ↔ 5 CaO_(к) + CO_2(г); ΔHº = 179,0 кДж/моль а) при повышении температуры? б) при понижении давления? 7. Перечислите наиболее распространенные способы выражения
концентрации растворов. Приведите определение и примеры способа,
который называется «массовая доля растворенного вещества». Какой
объем воды, и какая масса гидроксида калия потребуются для приготов­ления 10 л раствора с массовой долей 40 % (плотность 14000 кг/м³). 8. Вычислите массу этиленгликоля C₂H₄(OH)₂, которую необхо­димо прибавить на каждый литр воды для приготовления антифриза с температурой замерзания -15^oС. 9. Как вычисляются водородный и гидроксильный показатели
раствора? Как связана среда раствора с концентрацией ионов водорода,
с водородным и гидроксильным показателями? Вычислите рН и рОН раствора, в одном литре которого содер­жится 2 г гидроксида натрия. Щелочь в растворе диссоциирует полно­стью. 10. Приведите определение химического процесса, который назы­вается гидролизом солей. Напишите молекулярные и ионные уравнения
гидролиза данных солей, укажите в каждом случае тип гидролиза и сре­ду раствора: K₂CO₃, NaAlO₂, (NH₄)₂SO₄, Cr₂S₃.

 

Вопросы к коллоквиуму №2 на тему: «Строение атома. Химическая связь. Периодический закон Д.И. Менделеева. Окислительно-восстановительные свойства веществ»

1. Строение атома. Планетарная и квантово-механическая модель. Кванто­вые числа. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. 2. Периодический закон Д.И.Менделеева и его трактовка на основании современной теории строения атома. 3. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, элек­тронные семейства (s-, р- _, d -,f-элементы ). 4. Свойстваатомов: атомный радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления и характер их изменения в группе и периоде. 5. Основныетипы химической связи: ковалентная, ионная, водородная и металлическая. Характеристики связи. 6. Ковалентная полярная и неполярная связи. Квантово-механическое объ­яснение ковалентной связи. Донорно-акцепторнаясвязь. 7. Гибридизацияатомных орбиталей. Строение молекул. 8. Кратные связи. Механизм образования двойных и тройных связей, σ- и π- связи. Энергия и длина связи. 9. Степень окисления и правила ее определения. 10. Сущность теории окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. 11. Окислительно-восстановительные потенциалы. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Электродные потенциалы. Уравнение Нернста. 12. Электролиз. Катодные и анодные процессы при электролизе. Законы электролиза. 13. Химические источники тока. 14. Коррозия металлов и методы борьбы с ней.

ПРИМЕР письменного задания к коллоквиуму на тему: «Строение атома. Химическая связь. Периодический закон Д.И. Менделеева. Окислительно-восстановительные свойства веществ».1.Для атома фосфора: а) напишите полную электронную форму­лу; б) валентные электроны покажите электронно-графическим спосо­бом; в) определите число неспаренных электронов в нормальном со­стоянии и возможное число неспаренных электронов в возбужденном
состоянии; г) для всех валентных электронов определите, и составьте
таблицу квантовых чисел.

Атомные номера химических элементов 19 и 35. Не пользуясь
Периодической системой, определите период, группу и подгруппу, в
которых находится каждый элемент. Какие выводы о химических свой­ствах элементов следует из этого? 3. Каким типом гибридизации орбиталей центрального атома сопровождается образование молекул: BeF₂, BH₃, SiCl4, SeF₆? Какую геометрическую форму они имеют? Приведите схему образования химических связей в молекуле гексафторида селена. 4. Методом полуреакций определите коэффициенты в
окислительно-восстановительной реакции KMnO₄ + KBr + H₂O = MnO₂ + Br₂ + KOH; используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы полуреакций, определите возможность и направление ее протекания. 5. По какому принципу расположены металлы в ряду напряжений
и какими свойствами обладает этот ряд? Будет ли восстанавливаться:
а) магний из раствора соли цинком? б) водород из соляной кислоты металлами медью, марганцем, серебром?

6. Какая часть гальванического элемента называется электродом?
Какой из электродов заряжен положительно, а какой отрицательно, ка­кие химические процессы идут на электродах? Приведите примеры. 7. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из
которых медь является анодом, а во втором - катодом. Вычислите ЭДС
этих элементов при стандартных условиях. 8. Опишите и объясните последовательность восстановления ка­тионов и окисления анионов при электролизе расплавов и водных рас­творов электролитов. Приведите примеры. 9. Какому виду коррозии подвергается выхлопная труба автомо­биля, работающего на бензине с примесью серы? Напишите уравнение
реакции. 10. Для придания красивого внешнего вида и защиты от коррозии
железо обычно покрывают цинком, оловом, хромом, кадмием, никелем.
Какое покрытие наиболее надежно защищает железо от коррозии? Рас­
положите металлы в порядке убывания защитного эффекта.