Химия 10 класс Учебник Гузей Суровцева

УДК 373.167.1:54 ББК 24.2я721 Г93 В 0 Условные обозначения Текст для углубленного изучения химии в классах естественнонаучного профиля Дополнительный материал для поступающих в вузы Ключевые слова и словосочетания Задания Гузей Л. С., Суровцева Р. П. Г93 Химия. 10 класс: Учеб, для общеобразоват. учеб, заведений. — 2-е изд. — М.: Дрофа, 1999. — 240 с.: ил. ISBN 5—7107—2718—0 Новый двухуровневый ^'чебник «Химия. 10 класс» для общеобразовательной школы в первую очередь содержит материалы для базового уровня образования. В нем также изложены сведения, которые могут быть использованы в классах естественнонаучного профиля (второй уровень), и дополнительная информация для поступающих в вузы. Приведены положения неорганической химии, базирующиеся на современных представлениях о строении вещества и химических явлениях. Использована современная методика преподавания химии в школе. Содержание >'чебиика продолжает и развивает курсы химии, изложенные в учебниках тех же авторов «Химия. 8 класс» и «Химия. 9 класс». Учебник одобрен Федеральным экспертным советом и рекомендован к изданию Министерством общего и профессионального образования РФ. Включен в Федеральный ;1еречеиь учебников. УДК 373.167.1:54 ББК 24.2я721 ISBN 5—7107—2718—0 ' «Дрофа», 1998 Предисловие Уважаемые учащиеся! Вы благополучно окончили основную школу и решили продолжить свое образование в старшей школе. Мы, авторы этого учебника, думаем, что вы уже в значительной степени определились со своей будущей если не профессией, то с целями в жизни и ваше отношение к школьным предметам, естественно, становится разным. Не исключение, наверное, и наш предмет — химия. Тем из вас, кто считает, что без химии может обойтись и ограничится изучением химии как обязательного школьного предмета, предназначен основной текст. В нем мы постараемся показать и доказать вам, что без знания химии — центральной естественной науки — невозможно полноценное образование и формирование современного интеллигентного человека, умеющего отличать воинственное невежество, с которым вам, безусловно, предстоит столкнуться, от научно обоснованного понимания окружающего мира, в котором мы все живем. Изучающим химию как науку, необходимую в их будущей профессии, но напрямую с химией не связанную, — помимо основного, предназначен текст, выделенный знаком д с левой стороны каждого абзаца. Для тех, кто поставил целью продолжить образование в вузе естественнонаучного профиля, кроме основного, предлагается дополнительный текст, основанный на материале вступительных экзаменов в различные вузы. Этот текст выделен знаком ф с левой стороны каждого абзаца. Для вас же приведены примеры конкурсных экзаменационных задач в некоторые высшие учебные заведения. Соответствующие выделения сделаны и среди заданий. Следует только принять во внимание, что подобное разделение 3 текста и заданий носит рекомендательный характер. Учитель вправе поступить по своему усмотрению. Напомним, что, как и в предьщу1цих наших учебниках, задания, для которых в кою це книги даны ответы или решения, отмечены звездочкой *. После номера конкурсного задания указана аббревиатура вуза и год предложения этого задания: ГАНГ — Государственная академия нефти и газа им. И. М. Губкина, МГАТХТ — Московская государственная академия тонкой химической технологаи им. М. В. Ломоносова, МГУ — Московский государственный университет им. М. В. Ломоносова, ММА — Московская медицинская академия им. И. М. Сеченова, МОГУ — Московский педагогический государственный университет им. В. И. Ленина, РХТУ — Рос;сийский химико-технологический университет им. Д. И. Менделеева. Мы посчитали необходимым сохранить оригинальные авторские формулировки заданий. Заметим также, что в некоторых случаях требования вузовских заданий выходят далеко за рамки школьной программы по химии. Обратите внимание, что в тестовых заданиях, обозначенных буквой Т, правильный ответ — единственный. Все вы в курсах химии VIII—IX классов, мы надеемся, получили представление об основных законах химии и познакомились со свойствами некоторых химических элементов и их соединений. В последующих курсах X—XI классов свойства химических элементов и их соединений будут разбираться более основательно (в X классе — неорганическая и в XI классе — ор1’аническая химия). При этом мы будем опираться на общие химические законы, которые были изложены в курсах химии основной школы, так что вам непременно придется пользоваться обоими учебниками «Химия. 8 класс» и «Химия. 9 класс». В то же время одной из главных задач курса химии X класса мы считаем выработку навыков реального применения полученных вами знаний, поэтому включили большое число задач. Мы также предлш'аем относительно большое число практических работ и лабораторных опытов, которые предоставляют учителю возможность выбора в зависимости от конкретных условий. Желаем вам успехов. Авторы Глава 23 VIIA ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ■'(' '* >■' чЛ I,' § 23.1. Введение Элементы, находящиеся в V1IA группе периодической системы, называются галогенами. Им была посвящена глава 12. В таблице 23.1 представлены (})акты и понятия, описанные в указанной главе, и те новые, которые будут представлены ниже. Вы можете увидеть, к каким разделам мы не возвращаемся вообще, считая, что сказанного ранее вполне достаточно. Таблица 23.1 1’лава 12 Глава 23 Электронное ст1юение атомов Размер атомов Энергия ионизации Энергия сродства к электрону Электроотрицательность Электронное строение молекул Длина химической связи Энергия химической связи Силы Ван-дер-Ваальса Физические свойства простых веществ Взаимодействие с металлами Ионные соединения Окислительно-восстановительные процессы Элект1ЮННо-ионные уравнения Окислительные свойства галогенов Продолжение Глава 12 Глава 23 Взаимодействие галогенов с водой Оксокислот1>1 хлора и их соли Применение галогенов Хлороводород и соллнсчя кислота Галогеноводородные кислоты Плавиковая кислота И* Mi 1*. ГЛНГ96. Определите процентную концентрацию‘ раствора бромида калия, если известно, что из этого раствора массой 400 г вытеснен хлором бром массой 16 г. ♦ 2*. М11ГУ96. Через 200 г раствора иодида калия пропустили 100 мл газовой смеси, с:одержа1цей хлор. При этом выделилось 0,508 г кристаллического иода. Какова массовая доля (в %) fKI]^ в анализируем()м растворе? Сколько хлора содержалось в газовой смеси? ♦ 3*. МПГУ96. В какой массе хлорида калия содержится столько же калия, С1Солько его находится: а) в 5 моль сульфата калия; б) в 522 г сульфата калия? ♦ 4*. МПГУ96. Имеется 20 л 10%-ного раствора поваренной соли (плот}ГОсть 1,071 г/мл). Определите массовую долю соли в полученном растворе, если к исходному добавили 1,5 кг соли и 1,5 л воды. ♦ 5*. МПГУ96. Сколько воды нужно прилить к 200 мл раствора с массовой долей соляной кислоты 38% (плотность 1,19 г/мл), чтобы пол^-чить раствор с массовой долей НС110% ? § 23.2. Атомы галогенов В Размер fiTOMOb Энергия ионизации Энергия с{>одства к э.чект1>ону На рисунке 23.1 показаны относительные размеры атомов галогенов и образуемых ими ионов. В соответствии со сказанным два года назад (§12.1) вы видите, что размер ' Массовая доля, выраженная в процентах. ^ В квадратных скобках — добавление авторов учебника. F 71 F 133 Cl Cl 99 181 атомов при движении по группе периодической системы сверху вниз увеличивается. Такая закономерность коррелирует* с числом электронных энергетических уровней в атоме элемента; чем больше уровней, тем дальше электроны от ядра, тем больше размер атома. Сказанное очевидным образом относится и к ионам, образуемым атомами галогенов при присоединении к ним электронов. Размер атома — это одна из важнейших характеристик, определяющих его свойства и свойства образуемых им веществ. Вспомните, именно исходя из размера атома мы объясняли формирование атомных и/или молекулярных кристаллических решеток. Маленькие атомы образуют молекулярные решетки. Атомы галогенов — практически самые маленькие атомы каждый в своем периоде, поэтому галогены образуют кристаллы, состоящие из молекул. Рис. 23.1. Размеры а то мое галогенов (внут ренняя окружность) и галогенид-ионов (внешняя окружность) (пм) ♦ На рису}1ке 13.2 радиус атома фтора указан равным 40 им (0,040 нм), а на рисунке 23.1 — 64 пм. Почему? Дело в том, что у отдельного, изолированного атома размера нет! Действительно, что такое размер атома, его радиус? Расстояние от ядра до... Ведь самые внешние электроны не находятся на каком-нибудь определенном расстоянии от ядра. Эле1«трошшя плотнос:ть по мере ’ Корреляция (от латинского correlatio — ссхугношение) — взаимная связь. Однако в отличие от однозначной функциональной аависимосги (например, у — х'^) эта связь носит вероятностный характер, определяемый наличием неучтенных факторов. В данном случае с увеличением числа энергетических уровней размер атомов возрастает, но не нропорциойально и не по другому закону, а... Если Не верите, попробуйте найти функцию г = f{n), где г — радиус атома и п — номер внешнего энергетичемюго уровня. удаления от ядра уменьшается, но никогда не становится равной нулю. Перечитайте § 10.5. В нем показан «радиус* Is АО в атоме водорода, равный 140 пм (0,14 нм). Он был выбран так, чтобы вероятность нахождения электрона внутри сферы данного радиуса составляла - 90%. Но это не физическая з^раница атома, так как электрон с вероятностью 10% может находиться и вне этой сферы. В то же время в веществе, в молекуле атом занимает определенный объем, т. е. имеет размер. Очевидно, что этот размер зависит от того, в состав какого вещества входит атом. Например, в молекуле водорода Н^ расстояние между ядрами с(х:тавляет 74 пм, и радиусом атома водорода в этой молекуле можно считать половину межъядерного расстояния, т. е. 37 пм. В ионе Н^ расстояние между ядрами равно 108 пм, следовательно, радиус атома водорода в нем — 54 пм. В кристаллической решетке атомарного водорода наименьшее расстояние между ядрами составляет 56 пм, следовательно радиус атома водорода в таком кристалле — 28 пм. Таким образом, мы видим, что радиус атома — величина переменная, зависящая от с)юрмы соединения, в состав которого входит атом данного элемента. Значит, если мы хотим найти закономерности в изменении размеров атомов в связи с положением элементов в периодической системе, мы должны сравнивать однотипные структуры с одинаковым характером химической связи. На рисунке 23.1 за радиус атомов галогенов принята половина межъядерного расстояния в их двухатомных молекулах. .На рисунке 13.2 сравниваются атомы, образующие различные 'шпы веществ (от металлов до неметаллов). В таком случае сравнивают так называемые орбиталы1ые радиусы атомов, за которые принимают вычисленное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности. Они отличаютч’Я от реальных расстояний между ядрами атомов в веществе. (Например, орбитальный радиус атома водорода равен 53 пм, сравните его с приведенными выше числами.) Однако и вычисленные радиусы позволяют проследить закономерности, определяемые положением элементов в периодической системе. С ве.пичиной атома связаны две важные энергетические его характеристики— энергия ионизации и энергия сродства к э.чектрону. 8 пр ns о-е- --G-e- -G- E, GG кДж моль Энергия сродства к электрону (выделяется) о со (О О) ш о 1 (N сл со СО C4J о ю оа С1 Вг О О О rt Энергия ионизации (затрачивается) Рис. 23.2. Энергия ионизации (затрачивается) и энергия сродства к электрону (выделяется) атомов галогенов. Слева — строение внешнего энергетического уровня атомов галогенов Энергия ионизации — это энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального iaTOMa. Очевидно, что чем больше атом, чем дальше находятся электроны от ядра, тем меньше энергия ионизации (рис. 23.2). Энергия сродства к электрону, или просто сродство к электрону, — это энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. И в этом случае очевидно, что чем больше атом, тем слабее притягиваются ядром электроны, тем меньше энергия сродства к электрону (рис. 23.2). А Если вы внимательно посмотрите на рисунок 23.2, то обнаружите нарушение правила, которое мы только что назвали «О'че-видным». Сродство к электрону меньшего атома фтора меньше, чем у большего атома хлора. Здесь проявляется тот же фактор электрон-электрс^нного отталкивания, который мы обсуждали, описывая электронное строение калия (см. §21.5, рис. 21.8). Этот фактор приводит к некоторым аномалиям, так как действует в противоположном направлении по сравнению с действием заряда атомного ядра. Сказывается он в случае большой электронной плотности на внешнем энергетическом уровне атома. Энергия ионизации и сродство к электрону — именно те характеристики, которые количественно выражают способность атомов к взаимодействию, осуществляемому с помощью электронов. I А 1*. В § 12.1 приведены электронные формулы атомов фтора и хлора, а в § 21.5 — ряда других элементов. Напишите электронные формулы атомов брома и иода. А 2. На рисунке 12.1 приведены энергетические диаграммы атомов (J'Topa и хлора, а на рисунке 21.8 — ряда других элементов. Изобразите энергетические диаграммы атомов брома и иода. 3. Какой атом больше — О или F? S или С1? Почему? 4. Как изменяются размеры атомов элементов при движении по периоду слева направо в периодической системе? 5. Энергая ионизации у какого атома больше — О или F? S или С1? Почему? 6. Как изменяются энергии ионизации атомов элементов при движении по периоду слева направо в периодичес1СОЙ системе? А 7. Используя данные, приведешше на рисунке 23.2, постройте диаграмму суммарных значений энергий ионизации и сродства к электрону для га.логенов. Сравните эти величины (суммы энергии ионизации и ср<^дства к электрону) с относительной окислительной способностью галогенов. Именно на основе подобных данных построена таблица относительных электросп рицательностей химических элементов (с. 11). Понятие об электроотрицательности химического элемента и было введено для характеристики относительной окислительной активности простых веществ, образованных соответствующими элементами. 10 CQ О н ж ф я Ф ч л X н W О X >4 Й t я X X X о. ч н о §С & в ч е « W Ф 4 л Ф 5 X X ч ф н X U о к н о о о 00 Ш чм тГ и со оа сз 03 с Ю сл ю Ф тГ Ф о 03 с сс (N сд 03 Е- <м А. сз о сл о 05 о Z со Си oJ -< 03 ел ва 03 00 Ф 00 С 00 рО Oi с> сл О г*Н сд Вн 09 о ю ей СО 00 oJ < о г~* нм гН ь гн р: to 'в ЬО Oi N гН U X 0 <35 tuo 05 X О < Г—^ ч: 03 05 ем чм 03 Z CU 03 Вн сз О о> Д5 03 In 03 U Г-* оа 03 HN 03 Ф 00 X CSI СЛ 03 Ем УГ^ ра 03 о 03 И гН С in О 05 ф а> т-м ва Т*Ч со о 00 Е? 1^ о т—4 со хз со ев Ш ?»■ г-4 Z н in Ф ф-| СО н гН CS3 к X 03 СО т“< на гМ ф сл >- 03 гИ 1 ев 1 о 1 ф гН •< Ф ю ьл 03 ев о и о ев C7i се 05 оа гМ о сд 1—4 ва СО са <э о л <л се со СЛ ь 1^ и гм Z о о ва о* с> <э Ем <э 11 § 23.3. Молекулы галогенов Молекулы галогенов двухатомны (см. § 12.2, рис. 12.2), и химическая связь в этих молекулах ковалентная (см. § 18.3). Их реакционная способность^ (как и других веществ) в значительной степени зависит от прочности их молекул, т. е. от энергии химической связи в них. Вспомним, от чего зависит энергия химической связи между атомами. Во-первых, от числа электронов на связывающих молекулярных орбиталях. (Чем больше электронов на связывающих МО, тем прочнее связь.) У всех атомов галогенов имеется по одному неспаренному электрону на их внешнем энергетическом уровне. Поэтому образуется одна связывающая МО, как показано на рисунке 12.2. В этом отношении электронное строение молекул всех галогенов одинаково. Во-вторых, энергия химической связи зависит от электронной плотности на связывающей МО. Здесь определяю-гцим фактором оказывается размер атома. Чем больше атом, тем меньше электронная плотность на его АО и соответственно больше длина химической связи и меньше электронная плотность на молекулярных орбиталях, меньше энергия связи (рис. 23.3). Длина химической связи — это расстояние между ядрами соединенных этой связью атомов. И снова обратите внимание на фтор. Опять слишком высокая электронная плотность ослабляет связь. Все хорошо в меру! 1 Что такое «peaivHHOHHaa способность»? Термин не имеет общепринятого значения. Мы его будем употреблять как характеристику «легкости» вступления вещества (молекулы, атома и т. п.) в химическую {«акцию, как скорость такой {)еа1^ции. Например, кисло{Юд очень медленно окисляет {«.чину, а озон быст{ю; мы говорим о большей {«акциоиной спск'.обности озона. 12 d,HM ^2 г кДж ■’ моль Рис. 23.3. Межъядерные расстояния (длина свя.ш) d и энергия связи Е в молекулах галогенов Теперь посмотрим, какие силы заставляют нейтральные молекулы с насыщенными связями соединяться между собой. В § 16.2 мы просто констатировали факт существования веществ, кристаллические решетки которых образованы молекулами. Мы также указывали, что с ростом молекулярной массы прочность связи между молекулами увеличивается, что проявляется в повышении их температур кипения и плавления. Какова же природа межмолекулярного взаимодействия? Между молекулами действуют так называемые силы В а н-д е р-В а а л ь с а*, имеющие, как и другие межатомные взаимодействия, электрическую природу. В любой молекуле из-за того, что она представляет собой систему с движущимися электрическими зарядами (ядрами и электронами), непрерывно возникают, перемещаются и исчезают ' Ван-дер-Ваальс (1837—1923) — голландский физик, который вывел уравнение состояния реального неидеального газа, т. е. учел межмолекулярное взаимодействие. 13 I -шГ 1*ис. 23.4. Природа сил Вап дер Ваильса: а — флуктуации электронной плотности е удаленных друг от друга молекулах: б — корреляция в распр(>делении электронной плотности в соседних молекулах мгновенные полюса, так как центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают (рис. 23.4). Такие полюса имеются и в атомах (представьте себе, что электрон в атоме водорода находится то слева, то справа от ядра, в результате чего отрицательный полюс появляется соответственно то слева, то справа). Вероятность полной компенсации зарядов в многоатомной многоэлектронной молекуле еще меньше. В отдаленных друг от друга невзаимодействующих молекулах появление разноименных полюсов осуществляется как случайные, независимые друг от друга события, т. е. носит характер флуктуаций*. При сближении молекул возникновение полюсов перестает быть полностью случайным, независимым, появляется некоторая согласованность, корреляция в их возникновении, обеспечивающая более частое появление по соседству разноименных полюсов, т. е. межмолекулярное притяжение. Вполне очевидно, что силы Ван-дер-Ваальса быстро убывают с увеличением расстояния между молекулами. А I*. Какая молекула более реакционноспособна — фтора или хлора? Почему? 2Т. Длина химической связи — это расстояние между A) атомами в молекуле Б) электронными оболочками атомов B) двумя ядрами атомов в молекуле Г) внешними электронами атомов в молекуле 'Флуктуации (от лат. fluctuatio — колебания) — случайные отклонения от средних значений наблюдаемых физических величин, характеризующих систему из большого числа частиц. 14 3. Что такое энергия химической связи? \4. На основании данных рисунка 23.3 постройте график зависимости энергии связи в молекулах галогенов от длины связи. 5Т. Насыщенными химическими связями называются связи А) одинарные В) тройные Б) двойные П кратные 6*. Можно ли считать ионные связи насыщенными? Ответ мотивируйте. ч^7Т. Температуры кипения галогеноводородов возрастают в ряду А) ИВг—НС1—Ш В) H1-IIC1-ПВг Б) HCl-HBr—Ш Г) Ш-НВг- НС1 \ 8. Что означает слово «корреляция»? § 23.4. Окислительно-восстановительные реакции П.вектр<1Нио ионные \ран11ения Уравнения ио.ч у реакций (ажиашеннсн' иотим' ураннение В § 12.4—12.5 мы ввели понятие об окислительцо-вос-становительных процессах, рассматривая примеры взаимодействия галогенов с металлами. Здесь мы распространим его на сложные молекулы. Напомним, окислители — это молекулы (или ионы, если речь идет о реакциях в растворах электролитов), которые присоединяют электроны, а восстановители — те, которые отдают электроны. Рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций. Один из промышленных способов получения брома заключается в действии хлора на его соли, выделяемые из морской воды. (Прилейте немного хлорной воды к раствору какого-либо бромида и вы увидите результат этой реакции.) Реакция NaBr -t- CI2 основана на том, что хлор является более сильным окислителем, чем бром. 15 /1 окислитель присоединяет электроны С12 + 2р=2С1 Аналогично восстановитель, которым служат бромид-ионы Вг" (ведь NaBr — электролит), отдает электроны: 2Вг~ - 2, ' На ciuvioM деле хлорной известью называют именно эту смесь солей. 2* 19 Хлорноватистая кислота очень неустойчивая и довольно быстро разлагается с выделением атомарного кислорода; нею = ПС1 + О Если пропускать хлор в горячий раствор щелочи, то образуются две соли, одна из которых хлорид (соль соляной кислоты), а вторая хлорат — соль хлорноватой кислоты HCIO3. Напишем уравнение реакции образования хлората 1салия -знакомой нам бертолетово!) соли КСЮ,,; CI2 КОН ^ CI2 + 120Н С1„ f 2еГ 10е 2С1 2СЮ, 3 +6И2О 6CI2 + 120Н- ЮСГ t 2CIO3- + GHgO -1- 12К' f 12К' 6CI2 + 12КОН lOKCl + 2KCIO3 + 6H2O Эта реакция проводится в сильно щелочной среде, поэтому мы не можем применять ионы водорода для составления ее уравнения. Для уравнивания числа атомов кислорода используем гид-роксид-ионы. В состоянии высшей валентности хлор образует одну из самых сильных известных кислот — хлорную кислоту нею. в таблице 23.2 приведены все оксокислоты хлора. Таблица 23.2 Оксокислоты хлора Формула нею HClOg HCIO3 нею., Название Хлорнова- тистая Хлористая Хлорнова- тая Хлорная Названия солей Гипохло- риты Хлориты Хлораты Перхло- раты Изменение силы кислот Увеличение ^ ^ Изменение окисл ител ьной способности Ослабление 20 1. Какое из уравнений, записанных для реакции хлора с водой, является сокращенным ионным? 2. Обратима или необратима реакция хлора со щелочами? Почему? 3. Почему в уравнениях, написанных для реакции хлора с водой, мы представили хлорноватистую кислоту в виде молекулы, а не в ионном виде, как соляную? 4. Напишите уравнение реакции хлора с холодным водным раствором гидроксида натрия. 5. Напишите уравнение реакции хлора с горячим водным раствором гидроксида натужя. 6*. Бертолетова соль иногда применяется для лабораторного получения кислорода. Одним из продуктов реакции, проводимой при не очень сильном нагревании, является хлорид калия. Сколько кислорода можно получить из 1 г бертолетовой соли? (Вспомните понятие о молярном объеме газа, которое было введено в § 5.3.) 7. Какую валентность имеет хлор в соляной, хлорноватистой, хлорноватой и хлорной кислотах? 8*. Напишите формулы кислотных оксидов, соответствующих кислотам, указанным в предыдущем задании. Для какой из них задача не имеет смысла? 9*. Гидролизуются ли соли хлорноватистой кислоты? Если да, напишите уравнение гидролиза ее натриевой соли. Если нет, объясните почему. 10*. Гидролизуются ли соли хлорной кислоты? Если да, напишите уравнение гидролиза ее калиевой соли. Если нет, объясните почему. « 11*. МГУ97. К подкисленному раствору, содержащему 0,543 г соли, в состав которой входят литий, хлор и кислород, добавили раствор иодида натрия до прекращения выделения иода. Масса образовавшехчюя иода равна 4,57 г. Установите 4юрмулу соли. На сколько процентов уменьшится масса твердого вещества при полном термическом разложении исходной соли? 12*. МГУ96. К подкисленному раствору, содержаищму 0,543 г некоторой соли, в состав которой входят натрий, хлор и кислород, добавили избыток иодида калия; при этом выделилось 3,05 г иода. Установите формулу соли. Па сколько процентов уменьшится масса твердого вещества при полном термическом разложении исходной соли? 21 § 23.6. Галогеноводороды г i Все соединения галогенов с водородом — галогеноводороды являются газами, которые при взаимодействии с водой, растворяясь в ней, образуют кислоты. При этом фтороводородная, или плавиковая* кислота HF — слабая, а остальные сильные. Слабость плавиковой кислоты объясняется малым размером атома фтора, который поэтому значительно прочнее связан с атомом водорода, чем атомы других галогенов. Прочная связь в молекуле IIF обусловливает малую степень диссоциации. Особенностью плавиковой кислоты является ее способность взаимодействовать с оксидом кремния (IV): Si02 -t 4HF = SiF^t + 2Н2О Поэтому фтороводород нельзя получать и сохранять в стеклянной посуде (ведь SiOg — основная составная часть стекла). На подобном взаимодействии основано применение HF' для травления стекла. При этом вследствие удаления частичек Si02 поверхность стекла становится матовой, что и используют для нанесения на стекло различных меток, надписей и т. п. В отличие от других галогеповодородов иодоводород и соли иодистоводородной кислоты проявляют заметную восстановительную активность, что используется для обнаружения примесей веществ-окислителей в воздухе. Для этого применяется так называемая иодокрахмальпая бумага — фильтровальная бумага, пропитанная растворами иодида калия и крахмала и высушенная. Если ее увлажнить и внести в атмосферу, содержащую окислитель, то в результате выделения свободного иода и его взаимодействия с крахмалом бумага посинеет. Так можно установить в воздухе наличие озона, хлора и других окислителей: 2KI f О3 + Н2О = 2КОН f О2 + I2 (Здесь окислительную активность проявляет лишь один атом кислорода из молекулы Од.) ^ Название «плавиковая» происходит от названия ее соли фторида кальция CaFg, образующего минерал плавиковый шпат (другое название этого минерала — флюорш'). 22 IT. в водном растворе может протекать реакция 2НС1 + NagS = 2NaCl + HgST так как соляная кислота Л) слабая В) имеет запах В) сильная . Г) хорошо растворима в воде 2. Почему плавиковая кислота слабс!е соляной? 3. Напишите уравнение реакции, приводящей к окрашиванию иодокрахмальиой бумаги в атмосфере, содержащей хлор. 4. Иодид-ион может быть окислен до иода трехвалентным железом, которое при этом восстанавливается до двухвалентного. Составьте уравнение реакции иодида натрия с хлоридом железа (III). 5*. ММАЭб. С какими из перечисленных ниже веществ, находящихся в водных растворах, будет вступать в окислительно-восстановительную реакцию сульфат железа (III): аммиак, иодид аммония, ацетон, гипохлорит калия? Напишите уравнение реакции. I 1 I Глава 24 VIA ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ § 24.1. Введение Из элементов, находящихся в VIA группе периодической системы, с кислородом вы знакомились в курсе химии VIII класса. Ему были посвящены глава 4 «Кислород» и глава 7 «Вода. Водные растворы», где рассматривались также такие важные понятия, как тепловой эф(})ект и скорость химической реакции. В курсе IX класса в § 19.1, 19.3 и 19.4 рассказывалось о сере и некоторых ее соединениях. В таблице 24.1 перечислены факты и понятия, описанные в указанных разделах, и те новые, которые будут представлены в данной главе. Ниисеприведенные задания помогут вспомнить или повторить изученный вами ранее материал. Таблица 24.1 Главы 4, 7 и 19 Глава 24 Кислород в природе Кислород как химический элемент Оксиды Классификация оксидов Получение оксидов Пероксиды Физические свойства кислорода Химические свойства кислорода. Реакции окисления. Горение 24 Продолжение Главы 4, 7 и 19 Глава 24 Озон. Явление аллотропии Получение кислорода Воздух. Применение кисло-|Х)да и воздуха Вода в природе. Полу^шние воды. Физические свойства воды Водородная связь Вода как растворитель Кристаллогидраты Химические свойства воды Пероксид водорода Химический элемент сера. Оксиды серы Се1Юводород, суль^)иды и полисульфиды Серная кислота. Производство. Физические и химические свойства. Применение Сернистая кислота. Сульфиты Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения Энтальпия химической реакции. Энтальпия образования вещества. Закон Гесса Скорость химических реакций. Катализ Энергия активации. Правило Вант Гоффа. Закон действующих масс. Константа скорости реакции Химическое равновесие. Сме-хцение равновесия. Константа равновесия Принцип Ле Шателье — Брауна pH О 7 IT. к элементам VIA группы не относится Л) хром В) теллур Н) селен Г)полоний 2Т. Число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов элементов VIA группы А) два В) шесть Б) четыре Г) восемь 25 I' ;ti 3T. Среди простых веществ, образованных элементами VIA группы, при комнатной температуре газом или смесью газов являются А) сера и селен В) теллур Б) кислород и сера Г) кислород 4Т. Тепловой Э(1к1к;кт химической реакции — это теплота A) выделяющаяся в результате реакции Б) поглощающаяся в результате реакции B) выделяющаяся или поглощающаяся в результате реакции Г) затраченная на проведение реакции 5Т. Скорость химической реакции не увеличивается при А) повышении температуры В) повышении давления Б) понижении температуры Г) использовании катализатора 6Т. Катализатор — это вещество А) не участвующее в реакции В) замедляющее реакцию Б) ускоряющее реакцию Г) увеличивающее количество продукта реакции 7Т*. Химическ(я> равновесие — состояние системы, когда в ней A) количество вещества не меняется Б) ничего не происходит B) скорости прямой и обратной реакций равны Г) все реакции прекращаются 8Т. Химическая (}юрмула серной кислоты А) IlgS В) 112804 Б) H2SO3 Г) H2S2O3 9Т. Химическая ^юрмула сернистого газа А) HgS В) SO3 Б) SOg Г) Sg V 10*. ГАНГ. Найти массу воды (в г), которую нужно выпарит!, чтобы из 3 литров 20%-ного раствора (плотностью 1,143 г/см®) получить насыщенный раствор при 20 °С, концентрация которого при этой температуре составляет 46,8%. § 24.2. Оксиды Мы живем на планете с кислородной атмосферой. Поэтому и химия процессов и явлений, протекающих на Земле, в значительной степени связана с химией кислородсодержащих соединений. Простейшими среди кислородсодержащих соединений являются, естественно, бинарные — оксиды и перок- 26 СИДЫ. Молекулы этих соединений различаются электронным строением. В оксидах отсутствуют связывающие молекулярные орбитали между атомами кислорода, а в пероксидах они имеются. О пероксидах мы поговорим в § 24.4, а здесь обобщим сведения об оксидах, которые были приведены в отдельных разделах нашего курса. В таблице 24.2 приведена общая классификация оксидов с несколькими примерами для отделыгых типов оксидов. Выполняя задания, вы сможете увеличить число примеров. Таблица 24.2 Классификация оксидов По типу химической связи Ионные Ковалентные По кислотно-основным характеристикам Основные Амфо- терные Кислотные Несоле- образую- нще Отношение к воде Реаги- руют Не реагируют Не реагируют Реаги- руют Не реагируют Не реагируют Примеры Na„0, СаО FeO, МпО ZnO SO3, ^2^5’ Мп,,07, сю. SiOg, Ta^Og СО, NgO, NO Оксиды образуются в различных реакциях веществ с кислородом. В заданиях 9—11 мы предлагаем вам самим написать уравнения нескольких реакций, имеющих промышленное значение. Оксиды получаются также при термическом разложении более сложных соединений, в первую очередь солей и гидроксидов. Вот примеры таких реакций, имеющих практическое значение: производство негашеной извести и иногда углекислого газа СаСОз = СаО Л COgT 27 i ! приготовление высокопористого силикагеля, используемого, в частности, для осушки воздуха H2SiOg = HgO ^ SiOg А В некоторых случаях, особенно когда необходимо получить неустойчивый, легко разлагающий оксид, проводят дегидратацию кислот с помощью сильных водоотнимающих средств, например концентрированной серной кислоты или (Ьосфорного ангидрида^ — оксида фос^)ора (V). Так с помощью серной кислоты получают оксид марганца (VII): HnSO, МП2О7 + HgO I fi ! A IT. Основными оксидами являются оксиды Л) только металлов В) только неметаллов В) металлов с высокой валентностью и неметаллов Г) металлов с низкой валентностью и неметаллов 2. Приведите два примера основных оксидов (помимо указанных в таблице 24.2). А ЗТ. Кислотными оксидами являются оксиды A) только металлов Б) только неметаллов B) металлов с высокой валентностью и неметаллов Г) металлов с низкой валентностью и неметаллов 4. Приведите два примера кислотных оксидов (помимо указанных в таблице 24.2). А 5Т. Ам()ютерными оксидами являются оксиды A) только металлов Б) только неметаллов B) металлов с высокой валентностью и неметаллов Г) металлов с низкой валентностью и неметаллов 6. Приведите два примера ам(})Отерных оксидов (помимо указанных в таблице 24.2). * Ангидридами кислот называются соответствующие' кислотные оксиды (вещества кислотного характера, но без водорода; на самом деле остаток, получающийся при отнимании воды от оксо-кислоты). Фосфорной кислоте ПдРО^ соответствует ангидрид Р2О5- 28 i, 7Т. Песолеобразующими оксидами являются оксиды A) только металлов Б) только неметаллов B) металлов с высокой валентностью и неметаллов Г) металлов с низкой валентностью и неметаллов 8. Приведите два примера несолеобразующих оксидов (помимо указанных в таблице 24.2). , 9Т. Ионная химическая связь имеет место в оксидах A) только металлов Б) только неметаллов B) металлов с высокой валентностью и неметаллов Г) металлов с низкой валентностью и неметаллов 10. Приведите два примера оксидов с ионной связью (помимо указанных в таблице 24.2). ^ ЦТ*. Ковалентная химическая связь имеет место в оксидах A) только металлов Б) только неметаллов B) металлов с высокой валентностью и неметаллов Г) металлов с низкой валентностью и неметаллов 12. Приведите два примера оксидов с ковалентной связью (помимо указанных в таблице 24.2). д 13Т. Химическая формула силикагеля А) SOg В) СО2 Б) SiOg Г) HgSiOg ^ 14*. Оксид хлора (VII) может быть получен действием ^юсфорного ангидрида на хлорную кислоту. Напишите уравнение соответствующей реакции. Является ли она окислительно-восстановительной? 15. Напишите уравнения реакций, которые используются для получения оксидов в производстве серной кислоты. , 16. В производстве чистой ^хю^юрной кислоты исход- ным веществом служит фос^юр. Напишите уравнения соответствующей цепочки реакций. 17*. Сколько ^юсфорной кислоты получится из 1 т фосфора, если выход кислоты составит 90% *? ^ 18. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе производства азотной кислоты, если в качестве исходного вещества взят аммиак. в 19*. ГАНГ. Найдите простейшую ^юрмулу вещества, содержащего 77,8% железа и 22,2'Уо кислорода. J Число условное. 29 § 24.3. Вода i!!. iC ‘ Ч» 'Р‘- » ПЫ i Вода — один из важнейших оксидов. Мы уже отмечали, что на Земле большинство химических процессов происходит с участием воды, выступающей главным образом в качестве растворителя, т. е. в водных растворах. Поэтому столь важны свойства воды, определяемые строением ее молекул. Схема электронного строения молекулы воды ю: Н II показывает, что вокруг атома кислорода имеется четыре максимума электронной плотности. Как вы знаете, одноименные заряды отталкиваются и поэтому в пространстве располагаются на максимально удаленном расстоянии друг от друга. Если мысленно провести прямые линии от ядра атома кислорода через максимумы электронной плотности на молекулярных орбиталях (МО), то окажется, что они будут направлены в вершины правильного тетраэдра. Мы обсуждали эту проблему, рассматривая молекулу метана СН^ (§ 20.3) Н н:с:н ■ о Н которая имеет тетраэдрическое строение (рис. 20.2) с углом НСН между связями 109,5°. Такое же значение должен иметь ZHOH в молекуле воды. Однако если в молекуле СН^ все МО одинаковы, в молекуле Н2О лишь два максимума электронной плотности находятся между атомами (О и II) на связывающих МО; оста.аьпые две электронные пары свободны. Поэтому идеальной симметрии в молекуле воды 30 быть не может и ZHOH = 104,5° — близок, но не равен точно тетраэдрическому. Молекула воды угловая: г о :о: II °н Максимумы электронной плотности на связывающих МО смещены к атому кислорода, поэтому молекула воды ' полярная. Высокая полярность молекул воды обусловливает их сильное взаимодействие в водных растворах с ионами электролитов, что обеспечивает диссоциацию последних. Действительно, соли, кислоты, основания, растворенные в воде, диссоциируют на ионы. В практически неполярных растворителях, например в этано.пе, диссоциация отсутствует. Проведем такой опыт. Приготовим растворы хлорида кобальта (II) в воде и этаноле и испытаем их па электропроводность (рис. 24.1). Окажется, что розовый водный раствор электропроводен, а синий спиртовой раствор электролитом с не является. Сильное взаимодействие полярных молекул воды с ио-J нами приводит к тому, что во многих случаях при кристал-- лизации растворенного вещества из раствора выделяется его соединение с водой — кристаллогидрат. Вот несколько примеров веществ, с которыми вы уже встречались на стра-пицах нашего учебника: t Na2COg • IOH2O — кристаллическая сода; CuSO^ ■ 5Н2О CaSO. медный купорос; 2Н2О — гипс. При нагревании кристаллогидраты теряют воду, превращаясь в безводные соли. Очень наглядно превращение " Рис. 24.1. Вы сими можсшс укипишь спиртоиои и иооиьш растворы 31 I I r голубого медного купороса в белый сульфат меди (II). Проделайте этот опыт, нагревая очень немного медного купо роса, помещенного в пробирку, над пламенем газовой горелки или спиртовки. Добавьте после окончания нагревания и охлаждения немного воды и наблюдайте обратное превращение. Если окажется возможным, проведите такие же опыты с другими окрашенными кристаллогидратами. В § 23.2 при рассмотрении межмолекулярного взаимодействия мы описывали силы Ван-дер-Ваальса, имеющие электростатическую природу. Особенно сильное взаимодействие этого типа возникает, если так называемые э^м))ективные заряды на атомах в молекуле относительно велики, что бывает при соединении атомов с большой разницей электроотрицательностей. Этот случай особенно часто реализуется в водородсодержащих молекулах, а именно в молекулах, в которых водород соединен с очень электроотрицательными атомами. Образующиеся между этими молекулами связи так и называются водородными. Существование водородных связей в воде препятствует плотнейшей упаковке ее молекул, что приводит к формированию достаточно ажурной структуры льда (рис. 24.2). В жидкой воде водородные связи в значительной степени разрушены в результате теплового движения, поэтому ее плотность оказывается больше, чем льда. Это одно из «аномальных* свойств воды. Ведь в большинстве случаев плотность твердых веществ выше, чем жидких. Водородные связи играют огромную роль в биохимических системах. Именно они обеспечивают соединение и разъединение нитей в двойной спирали молекулы ДНК. Каждая из водородных связей не очень прочна и легко разрывается под воздействием не- 9 1176 пм пЛ I i 100 пм Рис. 24.2. Структура льда: и — распределение обычных (сплошная линия) и водородных (пунктир) связей в кристалле: б — структурная схема строения льда; в — модель структуры льда 32 больших сил. Однако в длинных молекулах, каковыми являются молекулы белков, благодаря большому числу водородных связей создается прочная связь. Это явление очень напоминает эффект застежки-молнии. Она легко застегивается и расстегивается и вместе с тем обеспе^швает пгючное соединение деталей одежды. 1. Четыре максимума .электрюнной плотности могут рас-' полагаться в одной плоскости, так что линии, проведенные через них от ядра центрального атома, окажутся направленными в вершины квадрата. В трехмерном пространстве они направлены в вершины тетраэдра. Какова величина углов между химическими связями в первом и втором случаях? Какие из них энергетически выгоднее? 2*. С’хема электронного строения молекулы COg: о о о » “о:с:о^ о о о о Каков Z ОСО? Полярна ли молекула оксида углерода (IV)? 3. Полярны ли химические связи С — II в молекуле метана? Полярна ли молекула метана? 4*. С^юрмулируйте правила, при выполнении KOTOjJbix молекула, образованная разными атомами, окажется полярной или неполярной. 5*. Па рисунке 24.3 показана зависимость энергии гидратации некоторых ионов от их размеров и зарядов. Объясните эту зависимост!.. Рис. 24.3. HutuicuMocmh теплоты гиОритиции Q иошш от их ри диуса г и заряда 3 Зак. № 433 Гуэей 33 [< I ^кип.°С 100 50 -50 -100 -150 .н,о • HF 5 Периоды 2 NHg •HgTe HgS H^Se •SbH„ на AsH ьГвг • HI •SnH^ PH, i5eH, SiH4 •CH4 Рис. 24.4. Температуры кипения водородных соединений неметаллов 6*. На основании данных рисунка 24.3 найдите с помо-1 щью экстраполяции* энергии гидратации одно- и двухзарядных катионов с радиусом, равным радиусу иона А1®^. 7*. Постройте график зависимости энергии гидратации иона от его заряда. 8*. В каком веществе — воде или фтороводороде водородные связи прочнее? Почему? 9*. В каких единицах выражается прочность химической связи? 10*. Почему температура кипения воды выше, чем фто-роводорода? 11*. Дайте определение водородной связи. ^ Экстраполяция (от лат. extra — сверх, вне и лат. polio — приглаживаю, изменяю) — распространение, продолжение найденной зависимости за пределы изученной области. Интерполяция (от лат. interpolatio — изменение, переделка) — отыскание промежуточных значений величины по некоторым известным ее значениям. Ек:ли это не очень понятно, посмотрите в ответы. 34 12*. На рисунке 24.4 приведены температуры кипения ряда водородных соединений. Объясните немонотонность изменения этих температур для соединений, образованных элементами VIIA -VA групп, и монотонность в пределах IVA группы. 13*. Па основании сказанного в данном параграфе, а также в § 7.2 перечислите «аномальные» свойства воды и объясните, в чем пгюявляется аномальнсжть и по какой причине. 14Т. При ко.мначтюй температуре вода A) газ В)твердая B) жидкость Г) жидкокристаллическая 1,5т*. Плотность воды при 4 "С и льда при -2 °С соответственно равны (г/см^) А) 0,92 и 1 В) 1 и 1 Б) 1 и 0,92 Г) 0,92 и 0,92 16Т*. Аномальные свойства воды объясняются A) ее химическим составом B) ее цветом В) полярностью ее молекул Г) наличием водородных связей между молекулами 17Т*. При растворении в воде с нею не взаимодействует химически' A) хлор В) карбонат натрия B) оксид серы (VI) Г) хлорид натрия 18Т*. При комнатной температуре с водой химически взаимодействуют три и только три вещества из группы А) Fe, Na, Ре(ОИ)д, NHg В) SiOg, SOg, FeO, MgO, Б) SOg, CaO, NaOH, К F)S, Ng.Al, Mg 19T*. При электролизе водного раствора гидроксида натрия масса раствора уменьшилась на 1,8 г. Объемы (н. у.) выделившихся водорода и кисдорода соответственно равны (л) А) 2,24 и 4,48 В) 2,24 и 2,24 Б) 4,48 и 2,24 Г) 4,48 и 4,48 20*. МГП’УЭб. Сколько молекул содержится в воде массой 9 г? Сколько атомов всех элементов содержится в этой массе воды? 21*. МП1’У96. 1200 г раствора соли с массовой долей 20% упарили до 800 г. Какова концентрация полученного раствора? * Химическое взаимодействие (в отличие от простого смешения и образования раствора) — это взаимодействие с образованием новых веществ, но не гидратов. 3» 35 § 24.4. pH В § 17.3 и 17.4 рассмотрены количественные характеристики процесса алектролитической диссоциации веществ в водных растворах (обязательно перечитайте эти пара графы). Для процесса диссоциации воды Н2О <=> + ОН константа равновесия процесса (она называется ионным произведением воды и обозначается равна ^в==[Н'ЦОН-]= 10 (Напомним, что величины в квадратных скобках обозначают равновесную молярную концентрацию соответствующего иона или вещества.) Таким образом, в чистой воде [Н'] = (01Г]-л/ЙГ^ = Ю'^моль/л При введении в воду кислоты концентрация ионов водорода [H^J увеличивается и соответственно уменьшается концентрация гидроксид-ионов [ОН"]. Ведь согласно закону действующих масс произведение [Н'][01Г] есть величина постоянная — константа К^. Например, в 0,1 М растворе* HCI, которая является сильным электролитом и потому диссоциирует необратимо: [ОН ] = К„/[Н НС) = и+ + сг [Н']-[НС1]= 10 * моль/л /1НМ = 10 *VlO-* = 10 *3 моль/л * Напомним, что ;мшись «0,1 М раствор» обозначает молярную концентрацию раствора. В данном случае это децимолярный раствор, т. е. раствор, содержащий 0,1 моль вещества в 1 л. 36 в 0,01 М растворе NaOH (тоже сильный электролит) [Oil ] = [NaOH] = 10"2 моль/л [Н"] - /[ОН"] = 10'*Vl0‘ 2 = 10 '2 моль/л Таким образом, зная концентрацию одного из ионов, можно вычислить концентрацию другого иона. Иными словами, для указания кислотности среды (концентрации кислоты или щелочи) необходимо и достаточно одного значения концентрации ([Н*] или [ОН ]). Для характеристики водных растворов электролитов условно принято использовать концентрацию ионов Н^. При этом для удобства величину этой концентрации выражают через так называемый водородный показатель — pH. pH = -Ig [Н+] Для приведенных выше растворов кислоты и щелочи: в 0,1 кислоте pH = -Ig 10 * = 1, в 0,01 М растворе щелочи pH = -Ig 10 = 12. В чистой воде, очевидно, pH = 7. Если pH < 7, то раствор кислый; если pH > 7, то раствор щелочной. В таблице 24.3 приведены значения pH известных жидкостей, представляющих собой водные растворы. Таблица 24.3 pH некоторых жидкостей Раствор “рТГ Раствор pH- Соляная кислота Томатный сок 4,1 промышлетшая кшщент- Черный кофе 5,0 -1,1 Моча 6,0 рированная (37%-ная) разбавленная (1:10) 0,0 Вода 7,0 * Десятичный логарифм, как известно, — это показатель степени при 10, соответствующий данному числу. Например, 100 = 10^; десятичный логарифм IglOO = 2. Для числа 273 = Ig 273 = 2,44. 37 Продолжение Раствор рП Раствор pH Желудочный сок 1,4 Слезы 7,0 Лимонный сок 2,1 Кровь 7,4 Столовый уксус Кишечный сок 8,3 6%-иый 2,4 Раствор пищевой 9%-ный 2,3 соды NaHCOg (1 % -ный) 8,5 Яблочный сок Раствор соды N BgCOg (Г/о -ный) 11,6 «Антоновка» 2,5 «Коричное» 3,7 Нашатырный спирт 11,9 Сок щавеля 3,7 Известковая вода 12,9 Насыщышый раствор Раствор гидроксида оксида углерода (IV) 3,7 натрия при давлении 1 атм разбавленный (4%-ный] 14,0 (« у гл ек ислота ») насыщенный (53% -ный) 15,0 I 1*. Сформулируйте закон действующих масс в применении к скорости химической реакции и к химическому равновесию. 2*. Чему равен pH 0,5 М раствора серной кислоты? 3*. Чему равен рП 0,005 М раствора гидроксида кальция? 4*. Для раствора гидроксида кальция какой концентрации приведен pH в таблице 24.3? 5*. Чему равен pH 0,01 М раствора соляной кислоты? 6*. Больше, меньше или равен 7 pH водных растворов следующих веществ: NaCl, H2SO4, КОН, Na^COy, FeClg, CuSO^? 7*. Расположите перечисленные ниже вещества по увеличению pH их водных растворов с одинаковой молярной концентрацией: соляная кислота, сульфат натрия, угольная кислота, уксусная кислота, гидроксид кальция, гидроксид магния. 8*. Почему pH дождевой воды всегда меиыие 7? Какая кислота всегда присутствует в воздухе? 9*. Дождь считается кислым, если его pH 5. Какой концентрации соляной кислоты соответствует этот «дождь»? 38 § 24.5. Пероксиды При взаимодействии самых активных металлов, каковыми являются щелочные и щелочноземельные металлы, с кислородом образуются, как правило, не оксиды, а пероксиды, например; 2Na + О2 = Na202 Пероксид натрия Пероксид натрия — ионное соединение, состоящее из ионов натрия Na^ и пероксид-ионов 0|'. А Па рисунке 24.5 приведены энергетические диаграммы молекулы Од и иона 0|”. Отличие состоит в том, что в пероксид-ионе на два электрона больше, чем в молекуле кислорода. Эти электроны добавляются на антисвязывающие МО, и поэтому в пероксид-ионе химическая связь должна быть слабее. Следовательно, пероксиды должны быть более сильными окислителями, чем свободный кислород, что и наблюдается на практике. При действии кислот па пероксиды образуется пероксид водорода HgOg (старое, но до сих пор широко употребляемое на практике название — перекись водорода), например: ВаОд t H2SO4 = Н2О2 + BaSO^i Пероксид водорода является сильным окислителем. Именно i на этом свойстве основано его применение в качестве окислителя ракетного топлива, для отбеливания растительных тканей, обеззараживания ран. ’ Именно HgOg вырабатывается лим(|х)ци-тами и некоторыми другими клетками крови в качестве главного оружия для разрушения, следовательно, обезвреживания Токсинов и болезнетворных бак- Рис. 24.5. Энергетические диа-Терий. граммы молекулы Од и иона 0|' °2 л2- 39 li f , Легко показать на опыте, что окислительная активность пероксида водорода выше, чем кислорода. Приготовим водный раствор иодида калия, прибавим к нему крахмал и пропустим через раствор в течение некоторого времени поток воздуха. Никаких изменений мы пе увидим. Но если прибавить к этому раствору несколько капель раствора пероксида водорода, то появится синее окрашивание, вызванное выделением иода в результате реакции: 2KI f 11^2 + 2К0Н 21 -2е -Ig IlgOg + 2е- = 20П 21 t П2О2 I2 I 20H Интересно применение пероксида водорода для восстановления цвета свинцовых белил на потемневших от времени старых картинах. В состав таких белил входит гидроксид свинца (II) (в настоящее время из-за сильной ядовитости применение свинцовых белил запрещено). В случае появления в воздухе сероводорода идет реакция РЬ(ОИ)2 -Ь H2S = F’bSi + 2II2O Черный При обработке пероксидом водорода черный сульфид свинца окисляется до белого сульфата: PbS + 4Н2О2 = PbSO^i -t 4Н2О Пелый При взаимодействии с очень сильными окислителями пероксид водорода проявляет свойства восстановителя, например: 2КМпО^ + Г 3H2SO4 = 2MnSO^ + K2SO4 I SllgO 4 SOgT Находит практическое применение реакция пероксидов с. углекислым газом: 2Na2()2 1 2С;С)2 - 2Na2C03 + OgT Очевидна целесообразность использования подобного рода реакций в изолированных помещениях (космический корабль, батискаф, подводная лодка, скафандр и т. п.). 40 1*. Напишите уравнения реакций оксида и пероксида бария с серной кислотой. Отметьте сходство и различие. Почему для получения пероксида водорода в лаборатории используется пероксид бария, а не натрия? 2*. Какой цвет имеют свинцовые белила? Почему они со временем темнеют? 3*. Составьте электронно-ионные уравнения для реакции пероксида водорода с перманганатом калия, приведенной в данном параграфе. 4. Как в медицине используется высокая окислительная способност!. пероксида водорода? 5*. ММА95. С каким из перечисленных ниже вещес'гв будет реагировать пероксид водорода в подкисленном водном растворе: иодид калия, (})тороводород, ацетат бария, дигидро-()к)сфат натрия? ИанишичТ! уравнение реакции. 6*. ММА95. Выберите кислоту и металл, с помощью которых, используя также воду, можно получить пероксид водорода. § 24.6. Термохимия Ui ^ Мы уже отмечали, что одним из практических применений реакций с участием кислорода (по-видимому, первым в истории человеческой цивилизации) бьию получение теплоты. Раздел химии, изучающий тепловые э(]х))екты реакций, называется термохимией, знакомегво с которой мы начали в § 4.8 (загляните в него, вам будет легче воспринимать дальнейший текст). ^ Тепловой э())^>ект реакции зависит от того, в каких условиях она проходит, в частности при каком давлении. Поэтому если одна и та же реакция осуществляется при разных давлениях, то измеренные тепловые .эффекты будут различны. Практически всегда в естественных природных условиях в открытых системах давление остается постоянным, равным атмосферному. 'Гепловой эффект реакции, измеренный при постоянном давлении, получил особое название — энтальпия реакции. 41 1! / t ArW Nd- >0 в Рис. 24.6. Энтальпия pea гентов (a) и продуктов эндотермической (б) и экзо термической (в) реакций Hi л Буквальный смысл слова «эн- тальпия» (обозначается бук вой Н) — теплосодержание. Энтальпия вещества — одна из энергетических характеристик, связанная с его внутренней энергией*. В результате реакции образуются новые вещества с другими энтальпиями. Если теплота выделяется (в экзотермической реакции), то энтальпия (теплосодержание) системы уменьшается. Наоборот, при поглощении теплоты (в эндотермической реакции) энтальпия возрастает (рис. 24.6). Поэтому очевидно, что в экзотермической реакции \Н < 0, в эндотермической реакции > 0. Здесь (и в большинстве других физических и химических формул) символ Д (прописная греческая буква «дельта»; строчная — 6) означает «изменение»; индекс г показывает, что это изменение относится к реакции (от англ, reaction). Энтальпии очень многих реакций измерены экспериментально, часто с использованием калориметров (если вы не знаете, что это такое, загляните в учебник физики). Однако это осуществлено далеко не для всех реакций. Во-первых, их слишком много, возможно, практически бесконечное число. Во-вторых, отнюдь не все реакции можно провести в калориметре, например, нельзя осуществить реакцию, происходящую в зеленых растениях бСОз + eilgO = CgHjgOg + 6О2Т Многие реакции идут с образованием смеси веществ, так что измеренный тепловой Э())фект относится не к одной реакции, а ко всем одновременно происходящим процессам. * Из курса физики вам должна быть известна характеристика вещества — внутренняя энергия, обозначаемая буквой U. Внутренняя энергия складывается из энергий образующих вещество составных частей, в том числе молекул, атомов, электронов, ядер, внузриядер-ных частиц и т. д. Она представляет собой сумму кинетической энергии движения указанных частиц и потенхщальной .энергии их взаимодействия между собой, а также собственную энергию, отвечающую масхе покоя частиц Е - тс^. Энтальпия свя.эана с внутренней энергией уравнением Н ^ U pV, где р — внешнее давление и F — объем тела. 42 А Тогда откуда же известна, например, энтальпия реакции синтеза глюкозы == 2815,8 кДж), уравнение которой мы только что привели? Она вычислена на основании справочных данных по так называемым энтальпиям образования веществ (см. табл. 24.4; индекс / — от англ, formation — образование). * р.'- 18 от U-- А За стандартное состояние вещества (как прреТого, так и сложного) принимают обычно его наиболее устойчивую форму при выбранной температуре. Так, например, стандартным состоянием воды при темперазуре ниже О °С является лед, в интервале О—100 °С — жидкая вода, выше 100 °С — пар; при комнатной температуре стандартным состоянием углерода является графит, а водорода — газообразный водород. 4 Покажем, как по энтальпиям образования участников реакции вычислить энтальпию реакции. Сделаем это на примере реакции получения водяного 1’аза, проводимой при высокой температуре: С + HgO,, = СО + Щ * Руководствуясь графическим представлением изменения энтальпии системы в результате реакции, показанном на рисунке 24.6, построим энтальпийную диаграмму этой реакции (рис. 24.7). ^ На вертикальной оси Я диаграммы будем откладывать значение энтальпии системы. На рисунке 24.7, а отмечена энтальпия простых веществ, соозветствующих химическим элементам, входящих в состав реагентов (С и II2O), причем простые вещества берутся в отношениях, озвечающих уравнению реакции. На рисунке 24.7, б, помимо энтальпии простых веществ, указана энтальпия реагензов (С и Н2О). Она, очевидно, меньше энтальпии просзых веществ на энтальпию реакции Н2 + I «2 = ЩО,. + 241,8 кДж * Энзальпия данной реакции — это энзальпия образования газообразной воды, т. е. справочная величина, которую мы берем из таблицы 24.4. 43 7. Пользуясь данными таблицы 24.4, составьте уравнение реакции, энтальпию которой вы можече рассчитать. Вычислите ее. 8*. ГАНГ. Тепловой эффект горения метана равен 4 892 кДж. Какой объем кислорода в литрах (н. у.) затратился на сгорание метана, если при этом выделилось 1991 кДж теплоты? § 24.7. Скорость химической реакции. 1 В § 4.9 мы определили скорость химической реакции как изменение количества вещества, реагирующего в единицу времени, что математически может быть выражено так: Av Дт ’ где г* — скорость реакции, моль/с; — количество вещества, моль; — время, с. Такое определение скорости не позволяет сравнивать скорости реакций, протекающих при различных условиях, так как они оказываются зависимыми не только от условий реакций, но и от количеств реагентов. Ведь очевидно, что чем больше мы взя.пи реагента, тем большее его количество реагирует в единицу времени. Поэтому в научной практике чаще используется другое определение (для гомогенных ре-акций'*); I, I * Первая буква английского слова rate — скорость. ^ Греческая буква «ню». ^ Греческая буква «тау». ^ Напомним, что гомогенной называется система, в кото1юй отсутствуют поверхности раздела между ее компонентами. Примером гомогенной системы может служить раствор. В гетерогенной системе компоненты отделены друг от друга границами. В этом случае химическая реакция идет именно на границе между компонентами. Типичный пример — горение твердого или жидкого, но не газообразного вещества. 46 -■ с. в. Учитывая, что количество вещества в единице ) объема — это молярная концентрация С, можем записать: 1 Av Г ’ Ат At Иными словами, скорость реакции — это изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. А какого именно? Ведь в реакционной системе всегда присутствует несколько веществ. Напишем уравнение реакции между водородом и азотом, протекающей в газовой фазе: N2 4 ЗН2 = 2NH3 Видим, что с 1 моль реагирующего азота в реакцию вступает 3 моль водорода и при этом образуется 2 моль аммиака. Поэтому г(П2)=|г(Н2)=|г(ПНз) Таким образом, зная скорость реакции по одному из участников реакции (только надо указывать, по какому она определена), можно вычислить скорость реакции по любому другому участнику на основании стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Рассмотрим теперь факторы, определяющие скорость реакции. Прежде всего, это природа реагирующих веществ. Очевидно, что чем прочнее химические связи в веществе, тем труднее оно вступает в реакции. Ведь всякая реакция заключается в перераспределении химических связей между атомами (в результате чего и образуются новые вещества). На рисунке 24.8 показаны абстрактные схемы изменения энергии Е реакционной системы — переход из начального состояния 1 через промежзггочное 2 в конечное состояние 3 — случаи а и б. Вы видите, что промежуточное 47 Таблица 24.4 Энтальпии образования некоторых веществ при 298 К Вещество AfH, кДж/моль Вещество AfH, кДж/моль ^6^12^6 -1260 НгОж -285,8 сн^ -74,85 НгОк -291,8 СО -110,5 NH3 -46,2 СОз -393,5 NO -Ь 90,25 РезОз -822,2 SO2 -296,9 FeO -264,8 80з.ж -439,0 НгОр -241,8 На рисунке 24.7, в добавлена энтальпия веществ — продуктов реакции, которая отличается от энтальпии простых веществ на энтальпию образования СО С + I Оз = СО + 110,5 кДж Она также является справочной величиной. * Теперь видно, что рассматриваемая реакция эндотермическая (энтальпия продуктов больше, чем энтальпия реагентов), а искомая энтальпия реакции получится, если от энтальпии образования продуктов реакции отнять энтальпию образования реагентов; = Д^Я(СО) - = -110,5 - (-241,8) = 131,3 кДж Этот вывод можно сформулировать таким образом; В математической записи это выглядит так; у « где индексы / и j относятся к реагентам и продуктам реакции соответственно, прописная греческая буква сигма ^ обозначает суммирование записанных после нее величин. 44 Н.кДж Рис. 24.7. Построение энтальпийной диаграммы для реакции С 4 Н3О - СО 4 Нз А Энтальпии образования С, Og, Hg, как вы видите, мы не принимали во внимание, потому что они равны нулю по определению. (Повторим его. Энтальпия образования вещества — это энтальпия реакции его образования из простых веществ. Какова же энтальпия образования простого вещества?) 1*. Почему любая химическая реакция сопровождается изменением энтальпии? 2. Больше или меньше нуля тепловой эффект Q экзотермической реакции? 3*. Если считать, что в настоящее время известно (описано в химической литературе) -10 млн веществ, то сколько химических реакций может быть между ними? 4. Приведите пример реакции, которую нельзя провести в калориметре. 5*. Чему равна энтальпия образования Hg? Какого-либо другого простого вещества? 6*. Пользуясь данными таблицы 24.4, вычислите энтальпии следующих реакций (не забудьте о коэффициентах): а) FeO 4 Hg Р’е 4- HgO^ б) Ng + Hg -4 NH3 Укажите, экзо- или эндотермическими они являются. 45 i Рис. 24.8. И.шенение энергии системы в ходе экзотермической реакции состояние обладает повышенной энергией. Можно сказать, что в этом состоянии старые связи уже разорвались, а новые еще не образовались. Чтобы реакция осуществилась, суммарная энергия реагирующих частиц должна быть больше, чем энергия промежзтточного состояния, как говорят, частицы должны преодолетт, энергетический барьер. Высота этого барьера (энергия промежуточного состояния) называется энергией активации. Только так называемые активные молекулы, т. е. молекулы, обладающие достаточно большой энергией, могут преодолет1> этот барьер. На рисунке 24.9 слева показано распределение молекул по энергии при трех температурах. Видно, что чем выше температура, тем больше молекул, которые способны перейти активационный барьер. С данной энергией активации (высотой барьера) при 500 ”С реакция, очевидно, не идет, поскольку практически нет активных молекул. Скорость реакции определяется скоростью перехода системы через энергетический барьер. Под ско1юстью перехода здесь мы понимаем просто число молекул, переходящих из состояния 1 в состояние 3 в единицу времени (см. рис. 24.8). Очевидно, что там, где барьер ниже, число молекул, преодолевших его, будет больше. Скорость реакции в случае б больше, чем в случае а. 48 F ’ МОЛЬ 500 С 1000 °C 2000 “с 60 40 20 :• Конечное состояние системы Начальное состояние системы Ри«-. 24.9. Схема распределения молекул газа по энергии при различных тем r.rpuntyfxtx Зависимость скорости реакции от температуры очень сильная. Для реакций, происходящих при температурах, близких к комнатным, выполняется правило Вант-Го<1и]»а'; г ' я. Вант-Го<]к1) (1852—1911) — голландский ((тзикохимик. первый лау1)еат Нобелевской премии по химии. 4 Зак. № 433 Г'узсй 49 Математически это можно ааписать так: (Г. Г,)/10 г. Т-, т, I Здесь / у. и Гу.^ — ско1)ек‘Ти реакции соответственно при температурах Т.^ и Т,; у— коэффициент Бант-Гоффа (или температурный коэ())фициент скорости реакции). Например, д.пя реакции 2NO т О, -- 2NO^ энергия активации равна 55 кДж/моль и коэффициент BaHT-I'o(l)(j>a при комнатной температуре у = 2,0. Это эламит, что П1)и повышении температуры па 10^' скорость реакции воэрастает в 2 раза; при повышении темпе])атуры на 20 Ч; — в 2^ - 4 раза; на 100 ' С -- в == 2“^ - 1024 раза. •4; 1*. Что такое уравнение химической реакции? ^ ' 2. При комнаты of i температуре и концентрациях всех 1)еагентов С '• 1 моль/л скорость реакции 2Fe2' 4 Н2О2 = 2Fe^ ’ + 20Н r{Fe^’) = 60 моль/(л • с). Г^ычислите г(И202) и /■(Fe'^^). ЗТ*. Энергетические схемы реакций а и б, показанные на рисунке 24.8, относятся соответственно к реакциям А) эндотермическим В) экзо- и эндотермическим Б) экзотермическим Г) эндо- и экзсггермическим 4Т^‘. Тепловой э(1тфект реакций, представленных на рисунке 24.8, Л) а > б В) а - б Б) и ■= б Г) ничего нельзя сказать 5. Энергетическая схема эндо- или экзотермической реакции изображена на рисунке 24.9? 6*. Какова энергия активации прямой реакции, энергетическая диаграмма которой изображена на рисунке 24.9? 7*. Какова энергия активации обратной реакции, энергетическая диаграмма которой изображена на рисунке 24.9? 8*. Для какой реакции энергия активации больше: И.ЧИ 4Рбс.„„й ^ 5«2 2Р2О5? 9. Составьте задание, аналогичное предыдущему. 50 10*. Допишите уравнения указанных ниже реакций и классифицируйте их на реакции с малой и относительно большой энергией актива1щи; Ва^' Fe f 0,> Щ I О2 - ; • «<7* > SO^ • aq NagCOa + НС1-> 11. Составьте задание, аналогичное предыдущему. 12. Возможна .пи реакция СИ , t О2 -> ? Если нет, то зажгите газовую горелку и п(юмотрите. Если да, то почему возможно существование метано-воздушных смесей? 13. Составьте задание, аналогичное предыдущему. 14*. Смесь фосфора с бертолетовой солью КСЮ^ может сохраняться неограниченно долго. Ио если по такой смеси ударить молотком, то она взрывается. (Вместо названной смеси моясно исполыювать спичечную головку, только ударить придетсл посильнее, лучше на чем-то вроде наковальни.) В чем состоит роль молотка (или удара молотком)? 15*. Во сколько раз возрастает скорость реакции окисле ния оксида азота (11) кислородом при повышении температуры на 30''? 16. Коэффи1щент Вант-Го(|х))а для реакции гидролиза сахарозы 2С«Н,2(), приблизительно равен 4 (точно 4,2). Во сколько раз возрастает скорость этой реакции при повышении температуры на 10 "С? 20 "С? 17*. Во сколько раз увеличится скорость гидро.пиза сахарозы в организме заболевшего человека, если у больного температура 42 °С? 18*. ММА95. При снижении температуры реакционной смеси с 50 до 30 "С скорость некоторой реакции уменьшается в 7,3 раза. Как изменится скорость .этой реакции при повышении температуры от 20 до 60 "С? 19*. МГАТХТ96. При охлаждении реакционной смеси со 170 до 150 "С скорость реакции уменьшилась в 250 раз. Вычислить температурный коэффициент реак1щи. ' Обозначение ад — первые буквы латинскш’о слова aqua (аква) — вода. Они указывают, что данное вещество или ион находится в водном растворе в виде г’идрата. 4* 51 § 24.8. Скорость химической реакции. 2 Энергия активации реакции, следовательно, ее скортп’ь, onpeAejtajoTcfl природо!! веществ. Если в реакции прииимассг У''1астне еще какое-либо вещество в каче<;тве промежуточного реагента, то энергия активации изменяется. Роль к а т а-л и 3 а т о р а как раз и состоит в образова}ши промеясуточ-ных соединений с меньшей затратой энергии, чем без них. На рисунке 24.10 показаны «пути» реакции гидрирования этилена без катализатора и в присуп'ствии разных катализаторов. на поверхности которых проводится реакция. Доля активных молекул в этой реакциоигюй сист«'ме при комнатной температуре с<х;тавляет без катализатора 3 10 на платине как на катализаторе 1 • 10 ^ и на меди 4 • 10 Теперь вы представляе'ге, как сильно ускоряеах;я реакция в присутствии катализатора. Скорость реакции зависит от числа «активных» столкновений реагирующих частиц. Это число определяе1х:я nt; только долей активных молекул, но и об1Цим их числом в единице объема, т. е. молярной концентрацией. В соответствии с законами теории вероятностен чис.чо столкновений мо-.'гекул, движущихся случайным образом, хаотичш», прямо пропорционально их концентрациям: I 180 £Г * МОЛЬ г ^ I г I 40 . "Путь" реакции Рис.. 24.10. И.шячир каталиjumopa ни .тсргиы иктшищии реакции гидриро виния тшлеиа: п — 6e.s катализа тора; б — с плитииовы.м катализа тором; « — с медным китализато[юм f>2 А-»Х г “ ЛСд А 1 В -> X г -= ^бдС’,5 А ) А - г-кС^С^ А ь 2В ^ X r-kCj^Cl kci для реакции для реакции для реакции для реакции В этих ургшнеииях k — коэффициент пропорциональности, который на.аывается к о н с т а н т о й с к о |) о t; т и р е а к ц и и. Он численно равен скоросги 1)еакнии, как это видно из приведенных уравнени!!, если произведение кон-центраци}! реагсчггов равно 1. Записанные уравнения для скорг)стей реакций выражают закон действующих м а с с'. А Ксли уравнение реакции относится к элементарной реакции, т. е. р<‘акцин, протекаюшей в одну стадию, то показатели степени при кондеытрмциях реагентов равны стехиометрическим коэс|)фи-циеитам. Это довольно p<^л]«lй случай, так как пол1,шинсгво реакций ц;)огекаст через несколько стади11 с об|;азованием промежуточных соелиневий. Поэтому, как правило, п<жазатели степени не ))а«ны стехнометричеысим коэффициентам. I. Что такое катализатор? Катали.ч? ^ 2. Приведите хотя бы один, а лучше три примера ката- литических реакций. 3*. Сколько акгиг.ных мо-пекуп, т. е. обладающих эне1) гией, большей, чем энергия активации, имеется в 1 п газовой смеси .этилена е водо|юдом при комнатной температуре? Происходит .(1и реакция ири этой температуре? 'IT*. С наибольшей скоростью при 1и>мнатно11 температуре протекает реакция между A) NaOFI,,,, и П^НО, В) МдО и „ 15) СаСО, и Г) Zn и •эТ*. С наибол1.шей скоростью при комнатной т«;миера-туре протекает реакция между Л) Мд и H^SO^, 5%-»ый р-р Б) Мд и n^SO^, \{)% -иый р-р B) Мд к Пр,БО,|, 20% -пый р-р I') NaOn, 5%-иый р р и MgSO^, 5%-ный р р * М»)жет во.?пикцут1. вопрос, при чем здесь массы, если в уравнениях даны ко11цеит|>яими. В конце XIX в., ко|-да был устаповлев этот закон, термин «концентрация» еще не был введен и химики цользова.иись вместо него термином «де;1ствую1цие массы». 53 бТ'-. с наименьшей скоростью при комнатной темпера Typf> протекает реакция между A) Mg и 5%-ный р-р B) Mg и H^SO^, 10%-ный р-р !i) Mg и lIjjSO^, 20%-ный р-р Г) NaOJI, 5‘Х.-ный р-р и MgSO,,, 5%-ный р-р 7*. Скорость реакции 2Ке^^ f IlgO^ = 2Fe^^ Ч 20Н описывается уравнением /•=- кС{Ь'е^*)С{ЩО.^) В одну или несколько стадий протекает эта реакция? Ответ мотивируйте. 8*. Вычислите скорость реакции из предыдущего задания для концентраций реагентов C(Fe^^) = 0,1 моль/л и С(Н202) ~ - 0,2 моль/л, если константа скорости k 60 л ■ с/моль. 9*. Скорость {«акции 2NO + О2 - 2NO2 описывается уравнением г = /гС’2( N0)0(02) Как изменится скорость этой реакции при увеличении концентрации оксида азота (П) в т{)И раза? 10*. Как изменится скорость реакции из предыдущего задания при повышении давления в два раза? § 24.9. Химическое равновесие В § 19.2 па примере реакции 2SO2 О2 280д ь 197 кДж было показано, как различные воздействия смещают химическое равновесие. Здесь обсудим причины этого смещения. Напомним (см. § 1 7.3), что количественно состояние 54 химического равновесия описывается законом действующих масс', который состоит в том, что: П{)!' '.‘.t • '■ >?''> '• ,’';f IS ii 'ГУ'и ■ -ц. •‘.'t! '.'ТДалп-? (в !• ■ f, V si,!-.' ■ jj;U, i - U'i'f .1'. ; J , CTC’ •••’('>; 'I .4 HB'i >■ ■ :■' П*' Ч.......... BP Эта посз'ояяная величина, как вы уже знаете, называется константой равновесия. Для вышеприведенной реакции она выражается так: К ISOs Г |S0,ll02l где формулы в квадратных скобках обозначают молярную конценз'рацию указанных веществ. При добавлении в реакционную смесь, например кислорода, т. е. если возрастает концентрация этого реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К — константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В этом случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта. Итак, при изменении концентрации одного из участников реакции равновесие смещается, что обусловлено законом действующих масс. По той же причине смещается равновесие реакции при изменении давления. Снова обратимся к реакции окисления ' В предыдуи1е.м иарзгр.'.фе гоже говорилось о закопо дейстзую-Щих масс, но применительно к yi>abneinuo скорости реакции. Он связывал скорость реакции и концентрации реагентов. Исторически сложилось так, что и загсон, связываюший копцетп{)ации веществ в равновесной системе, имеет то же название. Это, в общем-то. разные, хотя и родственные законы. 55 cepjtucToro газа. Предположим, что давление повысится, например, в два раза. При этом объем газовой смеси соответственно уменьшится в два раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ возрастут в два раза. В этом случае числитель выражения для К увели^1ится в два раза, а знаменатель в восемь раз, т. е. равенство нарушится. /1,ля его во<;ста1{Овления должны возрасти концентрация оксида серы (VI) и уменьшиться концентрации оксида серы (IV) и кисло}юда. Равновесие сместится вправо. А как влияет давление иа такую реакцию (равновесие между осадком и раствором электролита): Изменение давления практически не сказывается на объеме твердых и жидких веществ, т. е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически ite зависит от давления. Поэтому равновесие реакции С f СО, СФ 2СО при повышении давления смещается влево (концентрация С нс меняется), а равновесие реакции FeO » о Fe + И^О,. от давления не зависит, так как количтетва (в молях) газообразных веществ (Н^ и Н,0) одинаковы слева и справа. Другой фактор, влияющий на химическое равновесие, — температура. При повышении температуры скорости всех реакций (как экзо-, так и эндотермических) увеличиваются. Причем чем больше энергия активации реакции, тем сильнее ее скорость зависит от температуры. Обратимся к рисунку 24.8. Энергия активации реакции "'ольше, чем реакции />. Следовательно, при одинаковом цеиии температуры ускорение первой реакции будет чем второй. тривая тот же рисунок, ответьте на вопрос; энергия активации прямой и.ли обратной ре-Видио, что энергия активации экзотер-,есса меньше, чем эндотермического. Это •5« значит, что при повышении температуры обратная реакция ускорится сильнее, чем прямая. Равновесие сместится в сторону эндотермического процесса, т. е. процесса, сопровождающегося поглошенисм энергии. Иа течение химической реакции влияют вещества-катализаторы. Если считать, что на рисунке 24.8 изображены пути однг>й и той же реакции без катализатора (а) и в его присутствии (б), то видно, что катализатор понижает энергии активации как прямой, так и обратной реакции иа одну и ту же величину и поэтому равновесия не смещает*. Влияние воздействий на химическое равновесие (на самом деле на любое равновесие, в том числе механическое, биоло1Т1че<-кое и др.) суммируется принципом Л с 1П а-т е л ь е*^ — (3 р а у н а'*: е' и с? ' д.'.'. Так, при увеличении концентрации одного из реагентов (исходных веществ) возраг:тает содержание в системе продуктов реакции; при увеличении концентрации одного из продуктов увеличивается количество исходных веществ; при повышении давления происходит процесс, сопровождающийся уменьшением объема; при повышении температуры происходит процесс, сопровождающийся поглощением теплоты (возрастанием внутренней энергии системы). Возникающее в системе «противодействие» обусловлено ' Вывод не совсем очевиден, если не знать, »гго энергия активации входит в показатель степени в функции зависимости скор<х;ти реакгцги от температуры. В этом случае при изменении величины гю-ка.зателя степени на некоторую величину значение функции из.ме-нится в некоторое число раз. Например, пусть р, — 10'* и //j = К.)'*’. При одинаковом уменьшении показателей степени, скаже.м па 2, обе функции уменьшатся в одинаковое число раз (в 100 раз). “.Ле Шательс (1850—1936) — французский физикохимик. ^ К. Браун (1850—1918) — немецкий физик. 57 т и:шенением концентрации реагентов или продуктов; при накоплении тех или других соо^’вететвеино ускоряется тот 1ПИ иной процесс. 1*. Напишите выражение констант равновесия (закон лействуюн;их масс) для реакций: SO| 5) IlgSO., « 211* 4 6) FeO 4 llg <--> Fe f HgO,. 7) CaCO., CaO t CO^ 8) AgCl^,,c:>Ag\, „ + Cl 1) 2CO » Og « 2COg 2) Ng f 311g c^> 2NlIg 3) CH2=CH2 + II2 « CHg—dig 3) HgSOg 4 HSOg 2*. Для проведения каких из реакций, указанных в прс^-лыдущем задании, требуется повьниепиая температура? 3*. Почему в математическом выражении для констаи ты химического равновесия и для скор<к;ти химической реак-НИИ фигурируют концентрации, а и законе говорится о «действующих массах»? 4. При некоторой температуре (около 2000 °С) в системе 2II2 + Og 2II2O,. установилось химическое равновесие. В какую сторону оно сместится при добавлении в нее водяного пара? Что значит «сместится»? Концентрации каких веществ и как из.менятся? 5. Диссоциация воды — процесс эндотермический: HgO <=> Н -Ь ОН 56,9 кДж Как изменяется степень диссоциации воды с повышением температуры? 6*. Влево или вправо сместится при повышении температуры равновесие реакции, энергегическая диаграмма которой приведена на рисунке 24.9? Как при этом изменятся скорости прямой и обратной реакций? 7*. МГАТХТ96. Для каких из приведенных реакций изменение давления не будет оказывать влияния на положение равновесия? 1) 2NalICOgо NagC'Og ^ + COg 1 IlgO, 4) + COg ,,« 2СО, 2) 2NO,, г Og с--» 2NOg 5) Ng^ 3) 2N0g,,<->N204_,. eiNg’,. 8*. МГАТХТ91. Для каких реакций повышение давления смещает равновесие в том же направлении, что и понижение температуры? 58 1 3IIg,«2NIIg, Og^ « 2NO,. ]) со, + COg , + Ilg , ( Q 4) C, + COg ,e> 2(4\ . О 2) 2SOg , + Og , <4. 2SOg , f Q 5) Ifg , + CIg , < » 2H('I, ^ Q 3) 2NOg , 2NO„ 4 O.. -Q 6) PCI., 4 CL , IО C«l I A^«l **«l ^«1 *1 9. H § 2 1.7 пр1пи;ль*Ж) ураннеиис синтоаи И ‘и ■ Ht‘TO'moj ть этого уравнения.' § 24.10. Соединения серы (11) Как и другие .кимичсч-кис элементы, имеющие на ;ни -v-нем электронном уровне более трех э.пектронов, (Ч'ра ироиа ляет переменную валентность. В соединениях с менее э.чект))оотрицатолы1ыми э.4* мен ^амп“ се{)а обнаруживает отрицательную валентность. Важнейшим соединением серы с отрицательной ва тент %остью является сероводород Н2^- Он может быть 1ю.и>чои непосредственным взаимодействием простых веществ, как показано на рисунке 24.11: В ь Hg HgS При обычных условиях это газ с очень неприятн!,1м за пахом. Именно его мы ощухцаем, когда вблизи на\олх!’«ч м разлагающееся о|ла1шческое белоксодержащее (хепет гвхт Многим запах сероводорода знаком по запаху тухлхлх яиц. (Зс]юводород очень ядовит. Поэтому нельзя иаходитьел в помещениях, где огцущается его запах. Он растворим в воде (- 300 мл в 100 г воды при обычнхы.'; условиях). Его водный раствор — сероводород н а ,ч ’ Авторы задания явно ошиблись, указывая для водх.х a ii;iv.<»-состояпие в условиях дашюй [юякнии. которая, очевидно, нио»'' ,Дится и!)и температурах значителыхо вьние 100 ‘С. •• Посмо1'{)ите ч таб.1ицу Д. И. Менделеева, а такал !■. тан i''i:v относительных з.пектроочряцате-тьностей н § 23.2 е. на- ) и-' 'Ь" отрицательньхмп, чем oeiia. являются все ................ К|юме N, О. F, (-'! и Вг. 59 вода ~ представляет собой раствор очень слабой двухос новпой кислоты (слабее даже угольной): n^Si^IIS ЫГ К HS <п:^ S-' h Н' /Г, б • 1 о ^ » 10 в лаборатории сероводород получают по реакции суль (|)ида железа с соляной или серной кислотой: FeS I 2П' = H2ST ' Fe^* (''j.-::: (:(>|)оволоролной кислоты - сульфиды в большинстве своем нерастворимы в поде. В частности, реактивом на сулы|и1д-ион могут служить соли меди (II) или свив ца (П). В опыте, показанном па рисунке 24.11, для обнаружения <и:роводорода использована реакция CiiSO^ f H^S H2SO, CuSi Черный Г’астворяются в воде лишь соли щелоч1тых и щело’иго земельных мета.плов. Так как это соли слабой кислоты, они подвергаются гидролизу, при этом в реакцию с водой всту пает, ест<'ств(!Нно, анион: t Н^О - HS } ОМ HS I IlgO = H^ST f ОИ Обратите внимание, что мы написали уравнения необратимого гидролиза. Действите.чьно, так как сероводородная Рис. 24.11. llojy'K'iiuv rrixHSDiiupixtii и Кисло|)одс).м по.злуха окисляются, хотя и сравиите.-1ыю мс . ленно, сульЧ>иды в водных растворах: 2Nb2S 4 4 2II2O - 2Si : INaOn л в су.лы|яишх атомы серы могут соединяться межд', соб-но. i. разуя II о л и с у л ь ф и д ы - аналог пероксидов. Так, извгч сероводороды^ с чис.пом атомов серы до 7 (ll^S^). Одним из iio.ih-сульфидов является пирит FeS.,, обжигом которсмо ио;пчак>т в промышленности оксид серы (IV). 1*. Г1огт{юйте днергетичвскую диагра.м.му (расиредс. •е”ие алектронов по атомным орбиталям) для атомов кислорода, серы и селена. 2Т. При движении в группе элементов сверху вниз (в ру ду О —> S —> Set —> Те -ж Ро) радиус атомов A) уменьшается И) изменяется периодичее ки B) увеличивас*тся Г) не изменяется ЗТ. При движении в группе сверху вниз (в О - S ^ Se -4 'Ге -4 Ро) восстановительная способность э.тементов A) уменьшается В) изменяется периодически Б) увеличивается Г) не из.меияется 4Т. При движении е группе сверху вниз (в ряду О -» S -/ 4 Se -4 Те ¥ Ро) окислительная способнос ть элементов Л) уменыпяртся Н) и.змеияетг.я пе(Я1одичееки B) увеличивается Г) не изменяется 5*. Напишите выражения для констант диссоциации сероводородной кислоты по первой и второй ступеня:я (c:vi. § 17.3). По какой ступени и почему диссоциация происходит сильнее? ' Правда, процесс з-ют столь медленный, что можно записывать l■идpo.llн.з сулыридов и как обратимые реакции. ь <]> а и ям и. - Они называются с v 01 . (> Г. При взаимодействии стзроводородной кислоты с сил ;.ок-сид1М натрия обрадуется .\);NaoS 1J) Na^S и Nallb li> \,!l IH Г) состав продукта дависнт от относи тельных количеств реа)'ентов 7. Чел1 пахнет водный рж’тпор с\'Л1^)ида натртя? Почему; Л'-'. Почему водные растворы супьфидоБ, как прывило, м\ | ль'сУ С равнение р)еакции гор)ения серх)водорк>да, отлично;-■ II 111Л1В(!деиио1Т1 в атом иар)аграфе, aaiineano в § 3.7. Па1)дит( Какое из уравнений и [давильное? И чи правильны оба.' 10^'. ММЛ96. К водн<;му растворзу, содержащему смес.1. .члор)оводорюда и ('(’рюводорода, постепенно добавляют гидрк» К( ид натрия. Какие вещества могут одновременно находи'п. СВ в jiacTBope? (Пр)иведитч‘ пять возшожных комбинаций.) § 24.11. Соединения серы (IV) li[)ii Г()1)епии серы, сероводорюда, при обжиге су.Д1.^)идов .1 ш..)Ше\-лы1)идов, а также других серюсодертжащих соединс НИИ, в том числе входяхцих в состав нефти и уг.дя, образуется оксид серы (IV) SO^. называемый сернистым газом. :)то К11С.ДОТНЫЙ оксид. Р]му соответствует серниста я кист-.'та TT,SO.^. П водном ртастворе SO2 имеют местч) равно !НД ИЯ - И^О H2SO3 Н" f HSO3 21Г + SO^ Лигыизиртуя зти равновесия, можно сде.дать следующи!; j ' (1ер)иистая кислота (ее молеку.па) неустойчива, разла-1.1! гея па оксид сер>ы (IV) и воду. Поэтому в свободном виде отм не ; уществует. (Ана.дог — уго.дьная кислота.) 3) Пто слабая кислота, так как диссоциирует обртатимо. Паэтог.ь' она до.тжна вытесняться из своих со.дей сильными (52 кислотами. При этом будет выделяться сернистый газ, т-ак как сама кислота неустойчива: ЫнзЗОз I H2SO4 = Na^SO^ 1 II2O < SOgt 3) Это двухосновная кислота. Она образует два ряда солей — с у л ь (J) и т ы и г и д р о с у л ь (1> и т ы. Четырехва.пентное состояние серы — промежуточное, и соответ ствующие ее соединения могут быть как окислителями (сами при этом будут восстанавливаться), так и вос-стане)вите.чями. Например, при взаимеадействии ве)дного растворта сер>-нистого газа с сер)оводоре)де)м (который может быть только восстановителем) е)бр1азуе!тся сер)а: SO2 i 2H2S = 3S к 2II2O Сеютавим э.лектронио-ионное уравнение этой реакции: 1 SO2 + 4Н' + 4е =8 4- 2Н2О 2 H2S-2C =Sf2II' SO2 t 4Н^ 1 2II2S = 3S f 2Н2О f 4H^ ‘ SO2 4 2H2S = 3S + 2Н2О При хранении вещного р)аствора сернистого газа на воздухе он окисляете;я, т. е. проявляет веюе'тановите^льные (рвойства: SO2 4 (>2 I П2О -> IlgSO^ SO2 4- 2Н2О - 2е- - S0|' 4- 4Н' О2 4 2Н2О 4 4е- 40Н 2SO2 4 6Н2О ( О2 = 2SO|- 4 8Н* 4 40Н 2SO2 I 2Н2О 4 (>2 = 2SO| 4 4Н' 2SO2 1 2II2O 4 О2 2FI2SO4 1. Нарисуйте схему электронного строения оксида серы (IV). Какую валентность прюявляе;т се[)а в .этом соединении? (При затруднении обржтичесь к § 19.1.) 63 I 2. В § 3.7 (задание 6) приводится один из примеров при ме1И!иия сернистого газа. На каком свойстве SO^ основано это применение.' 3*. При взаимодействии с хлором могу ч образоваться со едиишгия SClg и SCi j. Изобразите схемы их электрониоп; строения. Какие валентности проявляет сера в .этих соедши* ииях? 4. результате какой реакции из сульфита натрия может быть получен гидросульфит? Напишите уравнение этой реачс-пии, 5. В результате какой реакции из гидросулы{)ита Ч1атрия может быть получен сульфит? Напишите уравнение .этой рс акции. 6. В водный раствор сулы})ита натрия прибавили ииди катор метиловый оучанжевый. Какова окраска ио.пученного f>acTBopa? Ответ мотивируйте и п|юиллк)стриру11те уравнением соответствующей реакции. 7. При пропускании сернистого газа в водный раствор иодида калия раствор окрашивается в коричневый цвет. Vo ставьте .электронно-ионное уравнение происходящей окислительно восс:тановительной реакции. Какие свойства — окис .пительные или восстановительные проявляет сернистый га.з в этой реакции? 8. При пропускании сернистого газа в водный раствор пер.манганата калия и с-ерной кислоты окраска раствора (ка кая?) исчезает. Составьте электронно-ионное уравнение про исходящей окислительно-восстановительной реакции. Какие свойства — окислите.тьные или во(;становите.аьные прояв.пя-ет сернистый газ в .этой реакп,ии? 9. При сжигании топлива, содержащего в качестве при .меси серу, в атмосд1>еру выделяется сернистый газ. Он слуясит причиной выпадения кислотного дождя, иредставляютцего собой раствор серной кислоты. Напишите уравнения реакций, приводящих к ее образованию. 10*. ММА90. С какими из перечисленных ниже веществ будет вступать в окислитепьно-восстановитетшную реакцик) газообразный оксид серы (IV): фенолят натрия, оксид азота (IV). силикат кальция, гидроксид алюминия? Папиши'ге уравнение реакции. 11*. ГАНГ. При взаимодействии газа (н. у.), пол^^ченночо при обжиге 8,8 г сульфида железа (II) и 12 г пирита, с раство-ро.м гидроксида натрия образовалась средняя со.пь. Рассчитайте объем израсходованного 25% -ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28 г/см'^). 64 Ф 12*. ГАНГ. Оксид серы (IV), полученный в результате полного сжигания сероводорода объе.мом 4-1,8 л (при н. у.), был пропущен через 285,7 мл 40'Ki-Horo (по массе) раствора гидроксида натрия плотностью 1,4 г/см'^. Определите состав образовавшейся соли. § 24.12, Соединения серы (VI) В § 19.4 мы достаточно подробно говорили о свойствах серной кислоты H2SO^. В этом соединении сера находится в шестивалентном состоянии. Это высшее валентное состояние серы (на внешнем энергетическом уровне атома находится 6 электронов), поэтому в этом состоянии она может выступать то.дько в качестве окислителя. Окислительная способность проявляется в концентрированных водных растворах серной кислоты. Если разбавленная серная кислота проявляет обычные свойства кислот, в частности в ней «растворяются» (с выделением водорода) металлы, находяхциеся в ряду активности .певее водорода, то концентрированная кислота ведет сс^бя иначе. При действии на металлы водород из ее растворов не выде.чяется. Более того, в ней «растворяю1х:я» многие металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, например медь, ртуть, серебро. Дело в том, что в разбавленных растворах окислителем металлов выступает ион водорода Н^, а в концентри)юван-ных — сульфат-ион SO| . При этом в зависимости от ус.по-вий проведения реакции (температура, концентрация, активность восстановителя) продуктом восстановления сульфат-иона могут быть сероводород, се{)а пли оксид серы (IV). » А Нот примеры реакций г. участием концентрированной серной кислоты: Си + 2U,SO,^ = CuSO, SO,T 4 2II/) 3IVS4II,SO,^_^ = 4Si 4- ИЦО 8KI 4- = 4X^80, ( 41, 4 H,S1 4 -1II,0 Bl. Изобразите схему .электронного строения оксида серы (VI). Какую валентность проявляет сера в :itom соединении? (При затруднении обратитесь к § 19.1.) 5 Зек. N8 433 Гузон 65 2*. В этом naparpatlie, когда говорилось о взаимодействии разбавленной серной кислоты с металлами, слово «растворяются» взято в кавычки. Обт.ясните по^гему. i 3. Напишите уравнение реакции концентрированной с.е|)Ной кислоты с серебро.м, ес.пн известно, ’что одним из продуктов реакции является сернистый газ. •ь 4. Напишите уравнение 1эеакции концентрированной серной кислоты с се^юй, если известно, что одним из продуктов реакции является сернистый газ. 5. Напишите уравнение реакции концентрированной cejBioii кислоты с фосфором, если известно, 'сто среди продуктов реакции имеются сернис“гый газ и с]эос^юрная кислота. 6*. С наименьшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция между разбавленной серной кислотой и A)Zn K)BaCl2.„.,. H)NaOH „.„ I') A 7*. MMA96. C' какими из перечисленных ниже веществ, находящихся в концентрированных водных растворах, будет реагировать твердый иодид натрия: серная кислота, уксусная кислота, гидроксид калия, хлороводород? Напишите уравнение реаксцш. * 8*. МГУ9в. Вычислите объемные доли газов в смеси, образовавшейся при действии горячей концентрированной серной КИС.ГЮТЫ на хлорид серы SgCl.^,. Ф 9*. М11ГУ9Г). К 50 м.л раствора серной кислоты с массовой долей 96"/о и плотно(тью 1,84 г/мл прилили 250 мл воды. Какова массовая доля кислоты в полученном растворе? * 10*. МП!’У96. Вычислить массовую долю (в %) серной кислоты в раствоую, полученном растворением 40 г оксида серы (VI) в 160 г раствора серной кислоты с массовой до-.11 ей 80%. 4- It*. ГАНГ. Для заливки свинцовых аккумуляторов требуется раствор серной кислоты плотностью 1,27 г/см^, что соответствует массовой доле серной кислоты в растворе 35,7%. Какой объем 100'/»-ной серной кислоты (плотностью 1 84 г/СМ'"*) необходим для приготовления 2,4 л аккумуляторной кислоты? л 12*. 1'АНГ. Какова масса серной кис.чоты (в гра.ммах), i-:oTf)pym можно получить из 64 г серы? 13*. МГЛТХТ9Г). В 1 л воды растворено 50 г оксида серы (\'1). Какую среду (кислую, нейтральную или щелочнуай будет 1?меть раствор, если к исходному раствору добавить 400 ,мл 20%-ного раствора КОП (р == 1,19 г/мл)? 66 Глава 25 VA ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ § 25.1. Введение Элементам, находящимся в VA г})уппе периодической системы, в курсе химии для IX класса были тюнящекы § 19.5—19.9. В таблице 25.1 суммированы сообщенные там сведения и указаны новые, о которых нойде?т речь в этой главе. Таблица 26.1 Глава 19 Глава 25 Азот как простое вещество Электронное строение моле-ку.чы азота Степень окисления i Комплексные соедипелия 1 Аммиак. Гидроксид аммония -*[ 1 Оксиды азота (I), (II), (III), (IV), (V) Азотистая кислота. Нитриты Азотная кислота. Реакции с металлами. Применение Реакции азотной кис.поты с i металлами. Нитраты Фос())ор. Аллотропия 1 Фосфорная кис.пота Орт(х|)осфорная, метасросфор-ная и ди(1)осфориа>г кислоты , По.'шкислоты 1 1 5* 67 1 'i! IT. к элементам V A группы не относится Л) азот В) «1)ос(}юр В) мышьяк Г) панадпй 2Т. Число электронор на внешнем энергетич<ч:ко1М yfioit не атомов э.лементов VA г’рз’ппы Л) один В) ipjsi В) три Г) пять ЗТ. Среди простых вепдеств, оОразонанных элементами VA группы, при компатной температуре газом яи.чяетсл или г'аза.ми являются Л) азот и г{к>сфор Б) мышьяк Б)азот Г)сурьма 4Т. Простым ы;1л,е(;тг.ом — металлом является Л) азот В) фосфор В) мыштитк Г) сурь.ма 5Т. Формула нитрида кальция A)Ca;,N^ }i)Ca(NO.^)^ B^C'aiNOgj^ Г) CaCCN)^ 6Т. Водный раствор аммишса — это А) слабая кислота И) слабое основание Б) сильная кислота Г) щелочь 7Т. CyMiMa коги})(1)ицнентов в уравнении реакции катали-тичесюн-о окисления аммиака (с образованием оксида азота (11)) равна A) 13 Б) 16 В) 17 1')19 8Т. Для максимальнот'о смыцеиия равновесия вправо в })еакции синтеза ам.миака необходимо одновременно Л) повысить давление и температуру B) понизить давление и температуру В) повысить давление и понизить температуру ]’) понизить давление и повысить температуру 9Т. С^олн аммония можно отличить от друп1х солей действием на них сильной щелочи, так как при этс)м Л) соль аммония окрашивается в красный цвет В) выделяется бестдветный ы;тро пахнущий газ В) выделяется бурый газ Г) выделяется газ без цвета и запаха 1 ОТ. Формула фос(])ориой кислоты Л)РИ., Б)НзРО^ it 11*. ГАНГ. Определите массовую долю азотной кислоты Г! растворе, образующемс я при смешивании 100 мл воды и 200 мл концентригюванной азотной ттислоты - СЗ%-ной (плотность 1,4 г/мл). • 12*. ГАНГ. В молеку.че какого нз указанных ниже со- единений химпчск'.кая связь между атомами является коьа-.иентиой ио.пярной? Гоедннения: хлори.ч цезия, аммиак, иод, кислород. 68 ♦ 13*. ММЛ9(). К водному раствору, содержащему смесь аммиака и гидроксида натрия, постепенно добавляют со.ля-иук> кислоту. Какие вещества могут одновременно находиться в растворе? {Приведите пять возможных комбинаций.) *■ 14*. ММЛ96. 0 каким из иере'пилснных ниже вещ(!етв будет встугипь в окис.лительно-вск’.становительиую реакцию газеч-йразвый аммиак: оксид ||хч;фора (V). оксид :келеза (П, Ш), прониуновая кислота, иодоводород? llaiHimirre уравнение pti-акции. ♦ 15*. .М11ГУ9в. Для негл'ра.шзации 20,5 г гидроксида ка.льция иош.ло 560 .vi.t раствора азотной кислоты (ил<зтпость .1,51 1’/.мл). Вычислить массовую до.лю азотной кислоты в растворе. § 25.2. Степень окисления В § 19.7 отмечалось, что азот, имея пять алектронов на внешнем онергетичс^ском уровне атома, проявляет все теоретически ьозможшые дли такого электронного сл'роения ва-.пентности: от -3 в а.мми.чке и нитридах до i .5 в соответствующем шссиде, азотной кисло'ге и нитратах. Следствием этого является многообразие реакций с изменением валентности азота, т. е. окис.ли гельио-восстановителд.ных. Принято гово))ить, что в окпслите.пьио-восстаповитель-ных реакциях изменяется с т е п е н ь окисления химического элемента. Поясним, что это такое. Каковы ва.пс11Тности азота в ам.миаке NIL, и оксиде Очевидно, и в том, и в другом соединении — три. По в молекуле аммиака максимумы электронной плотности на связывающих МО смещены к бо.пес элект1)оотрицате.дыюму азот.у (C.W. таблицу а.-ичстроотрицапильностей элеличипов в § 23.2), а в молеку;ге оксида азота (111) ~ к кислороду. Поэтому до сих пор мы И го.чорили, что в нервом соединении азот имеет валентность -3, а во втором *^3. {Обя.(ате.г1,ио перечитайте, и очень внимательно. § 18.3: желательно также прочитать § 3.1 и 18.2.) В учебной ли'гературе условно эти величины с’читают электрическими зарядами на 69 Г| соотв1ггствую1цих атомах и называют их степенями окисления. (Прием сугубо умозритч?льный, так как этих зарядов конечно же нет. Имеется лишь большее и.ли меньшее сме щ('иис зпектронпой плотности на МО к тому или другому аюму.) С.педуя принятой термшю,погии, в дальнейшем мы будем также использовать это понятие п{)и обсуждении окис.чительно-восстаповите.чы1ых реакций. При том оиределшши палептностн, которое мы приняли в иа-1П0М учебнике, в<;личина (и знак) валентности совпадают со степе НЬЮ окисления. Однако часто валентностью называют чис.то атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химич(к:кнх связей. Г1[)и таком определении понятия «валентность» ее вели чипа не всегда совпадает со смепенью *)вч1сления. Типичный прн-\и;р — азот в азотной к.ис.поте, 'Плк как у итс)ма азота на внешнем У1)«жне имеется лишь четы^ю АО, то его валентность в этом смыс-. ге не может быть больше 4. Л ехю степень «жисления равна Н-5. Рассмотрим реакции азотной кислоты IlNO.^ с мета.л-лами. В § 19.8 говорилось, что, в отличие от реакций металлов с другими кис.лотами, водород в этих реакциях не выделяется. Это объясняется тем, что в данном случае окислителем служит не ион водорода Н', а кис.аотный остаток — иитрат-ион N0.^. В нитрат-ионе азот находится в высшей степени окисления 15. В зависимости от природы (активности) метал.да-восстановителя и концешчшции кис.'юты сте-ш'нь окисления азота изменяется по-разному. Очевидно, что чем активнее металл (стоит в ряду активностей левее), тем глубже идет процесс восстановления азота. Чем более ])азбавлеиа кислота (меньше ее концентрация), тем больше возможности Д.ЧЯ бо.дее сильного восстановления азота. Оба эти фактора ведут к проявлению самой низкой степени окисления азота в продуктах реакции. Обз условия выполняются при взаимодействии цинка с раз-бан-чевной азотной кислотой. Са.мую низкую степень окисления -3 азот и:чсет в аммиа?^е. следовате.льно, он и должен образоваться. Но так как .ото происходит в растворе кислоты, то образуется не аммиак, а соответствующая соль аммония. Составим уравнение п'ой окислительно восстановительно!! ргжкцпи. 70 I Zn - 2c- --=Zii2' N0_, + lOir + 8e = Nllj I SllgO 4Zn + NO3 + ion' -■= I NII4 + ЗИ2О +9NO., 4 9NO 3 4Zn I lOHNO, = 4Zm(NC)2)2 ^ Ml^NO, f ЗН2О A 13 реакциях c концентрированной азотной кислотой во(хтанов-ление будет минимально: ст1>пень окисления азота умеш,шит!;я лишь на 1, при эчюм образуетх^я оксид азота (IV): Zn - 2е- = Zii^’ NO3- Л 2Н' + е = Ж>2+ И^О Zn f 2NO3 f 4II' = Zn^++ 2NO2+ 2TI2O 3 2N0; T2NO3 Zii f 4HNO3 = Zii(N()3)2 + 2NO2 + 2II2O Д В реакции с менее активным металлом, например серебром, концентрпрованная азотная кислота восстанавливается также до оксида NO2: Ag - с - Ag ‘ NO3 + 2Н^ + с - NOg f П2О Ag + NO3 f 2H ' = Ag+ + NO2 * П2О +NO; + NO; Ag + 2IINO3 = AgNOg t NOg г HgO A При взаимодействии серебра с разбавленной кислотой процесс восстановления протекает до оксида азота (И); Ag - г - Ag"* NO3 4 411*^ 4 Не- = N0 ^ 2II2O 3Ag 4- NO3 + 4Н+ - 3Ag+ 4 NO 4 2II2O -r3NO., 3NO3 3Ag t 4I1N’0.. - SAgNOj 4 NO r 2H2O 71 то t I a c 80- 60- CO 5 X g-| 20 Л’ ^ 5 <0 о Ф о a N02/ NO / 40h / ' X N2 / >' ^2^ i"~ I I I V\ I 'm I 1,1 1,2 1,3 1,4 Плотность HNOo, r/CM® Pbc. 25.1. Иро<}укты ит:стиповленш1 luomuoit кислоты желемш И реакциях азотной кислоты с; металлами на самом деле одно-Bjie-менно оОразуются соединения азота с различными степенями окислег1ИЯ. В зависимости от ее концентрации меняются относи-■1'ельньн; количества П{Х)Дуктов ее восстановления. Это иллюстрируется рисупко.м 25.1 на примере взаимодействия азотной кислоты разной кот;ентрации с железом. IT. В реакции цинка с соляной кислотой окислителем является Л) (Л 13) В)НС1 r)Zn * 2. Как изменяется степень окисления цинка в реакции с разбавленной азотной кислотой? с концентрированной кис лотой? ■л ЗТ. Одним из продуктов реакции активного металла магния с азотной кис^лотой средней концентрации является оксид азота (I). Сумма коэс1х1)ициентов в соответствующем уравнении окислительно восстановительной реакции равна Л) 10 Б) 18 В) 24 Г) 30 А 4Т. Одним из продуктов реакции малоактивного мегалла меди с концентрированной азотной кислотой ян.пяется оксид азота (IV). Сумма коз(}к))Ициентов в соответствующем уравнении окислительио-вос( тановитсльной )х;акции равна А) 10 В) 18 В) 24 Г) 30 5Т. Одним из продуктов реакции малоактивного ме талла .меди с разбавленной азотной кислотой является оксид азота (II). Сумма коэс))фициентов в соответствующем уравне иии окислительно-восстановите.тьной реакции равна Л) 10 Б) 18 В) 24 Г) 30 72 6Т. Среди продуктов реакции серы с концентрированной азотной кислотой находятся оксид азота (IV) и серная кислота. Сумма коэф(1тциентов в соответствующем уравнении окислительно восстановительной реакции равна А) 12 В) 13 В) 14 Г) 16 7. Как меняется степень окисления серы в реакции из предыдущего задания? * 8Т. Среди продуктов реакции (1юсфора с концентриро- ванной азотной кислотой находятся оксид азота (IV) и <3юс-форная кислота. Сумма ко.зффициентов в соответствующем уравнении окис.дител1.но-восстановительной реакции равна А) 12 Б) 13 В) 14 Г) 16 * 9. Как меняется степень окисления фосфора в реакции из предыдущего задания? ■* 10'Г. Среди п1Х)Дуктов реакции древесного угля с концент- рированной азотной кислотой находятся оксид азота (IV) и углекислый газ. Сумма ко;н)к[)ициентов в соответствующем уравнении окислительно-восстановите.пьной реакции равна А) 12 В) 13 В) 14 Г) 16 ^ 11. Как меняется степень окисления углерода в реакции из предыдущего задания? § 25.3. Комплексные соединения ом <■- •(;( .33' ;\‘1 1И) Валентность азота в аммиаке NHg равна 3. Степень окисления равна -3. А в ионе аммония NH_J? Электронные ^юрмулы аммиака и аммония выглядят так: ( н :n; II с • Н Н н :n: н о • Н Видно, что при присоединении иона водорода к молекуле аммиака новой электронной пары на новой, четвертой связывающей МО не образовалось; на нее це.пиком перешла элект))онная пара с АО атома азота. Соединения, образование которых не связано с возникновением новых э.тект(Х)ниых пар, т. е. при образовании 73 i If кото1)ых на связывающую МО переходит электронная пара только одного из партнеров, называются комплексными. Комплексными соединениями являются все кристаллогидраты, наприме]) CiiSO^ ■ 5Н2О, содержащий комплексный ион CuCHgO)!'* (еще одна молекула воды связана с сульфат-ионом). Здесь на связывающие МО переходят электронные пары кислорода из молекул воды. Число молекул или ионов, соединенных непосредственно с азюмом-комп-лексообразоваттем, называется коорди-н а ц и о н н ы м числом (станда1зтное обозначение КЧ). (i ионе аммония д.ия апчша азота, который является ком-плексообразователем, КЧ 4. В с.чедующих naparpail)ax мы неоднократно будем сталкиваться с комплексными сскщинениями. Здесь только отметим, что больншнство тюрганических соединений яв.ля-ются комплексными. i I. Как в элект}юнных ^юрмулах аммиака н иона аммо-*} имя обозначены .электроны, перешедшие на МО от водорода и « ■'ft 1)т азота? Чем .эти электроны отличаются на самом деле? 2. Изобразите .электгюнную ^юрмулу молекулы воды. Сколько .электронных пар может принять участие в комплек-сообразовании? 3. Чему равно КЧ иона меди в медном купоросе? 4. Красная кровяная соль (реактив на ионы двухвалентного железа, с котор1лми она дает интенсивно окрашенное в синий цвет соединение) в водном растворе диссоциирует на ионы калия и гексациано())еррата (III): K3(Fe(CN)g] = 3K' b[Fe{CN);] j Каково КЧ железа в гексацианоферрат (1П)-ионе? I § 25.4. Соединения а.зота Химия азота и основных его соединений в состояниях низшей v^ высшей валентности (степени окисления) была достаточно подробн<) рассмотрена в § 19.5—19.8. Здесь мы добавим сведения о соединениях с промежуточными степенями окисления азота. 74 А Это в первую очередь оксиды азота: NgO, NO, NgO.^, NOg, NgO,. A Среди них имеется два кислотных, а именно — оксиды азота (111) и (V). При взаимодействии с водой они дают соответственно азотистую и азотную кислоты: NgOg 1 HgO = 2HNOg NgO.^ + HgO = 2HNOg A C азотной кислотой вы ул<е знакомы. А Азотистая кислота, в отличие от азотной, -- слабая кислота. Ее молекулы неустойчивы, так что в свгЛодном виде IINOg не существует; она известна только в растворах. ♦ В а.зотистой кислоте азот находится в промежуточной cTOiie ни окисления, ио.этому в .зависимости от тош, является ли взаимодействующее с нек1 вещество сильным окислителем и.ли в<х;сгановителем, она проявляет соответственно восстановн'толь ные или окислительные свойства. Например, в реакции с перманганатом калия она восстановитель: 5HNOg 2КМПО4 + llHgSO^ = 5IINO3 h 2MnS04 -1- KgSO^ 1 3IIgO ♦ C ИОДИДОМ калия азотистая кислота — окислитель: 4IINOg f 2KI = 2NO Ig + 2KNOg -I- 2HgO A При неправильном применении азотных удобрений в растениях накапливаются со.ли азотистой кислоты — нитриты, которые представляют опасность для здоровья человека. Иод черкнем — при неправильном применении, а не при большом к.о-личе(,тве внесенных удобрений. А В отличие от самой кислоты нитриты довольно устойчивы по отношению к нагреванию. Исключение — нитрит аммония, при нагревании которого происходит окисление аммонийног’о азоча и восстановление азота в нитрит-иорю; NII^NOg = Ng + 2HgO А Особенность этой реакции состоит в том, что здесь на один атом восстановителя приходится точно один атом окислителя (они входят в состав одного вещества). Поэтому продуктом реакции оказывается с*»единепие с чочно п1юмежуточной степенью окисления а.зота: у реагенч-а —3 и +3, в продукч’е — 0. А Менее усч'ойчивы к нагреванию соли азотной кислоты нитрат ы. Нич’раты щелочных (самых акчивных) металлов ра.г лагаючч;я на нитрит и кислород, например 2NaNOg = 2NaNOg + OgT 75 *■ Нитраты наименее активных металлов (в ряду активности располагаются правее меди) при нагревании разлагаются на металл, оксид азота (IV) и кислород, например 2AgN()3 = 2Ag -t 2NO2T + Ogt ^ При нагревании нитратов остальных металлов образуются оксиды металлов, а также оксид азота (IV) и кислород, например 2Cu(N()3}2 - 2CuO т 4NO2T ( Ogt Несолеобразующие оксиды азота (1) и (И) с водой не взаимодействуют. А оксид азота (IV') химически с ней реагирует, вступая в реакцию диспропорционирования, т. е. самоокисления-самовосстановления: NOg + HgO - е -NO2 t 2Н' f 2с NO3 -в 2IH N0 + II2O SNOg + 2Н2О ( 21Г = 2NO3 I -НН I NO f HgO 3NO2 + Н2О = 2NO3 т 21Г + NO 3NO2 f HgO - 2HNO31 NO 0 A 1*. в настоящее время аммиак получают не синтезом из чистых азота и водорода, а проводят каталитическое превращение смеси воздуха с водяным па(юм и природным газом, так что происходит реакция: 581,0 CII4 + 808,0 И2О + 177,0 О2 \ 8,0 Аг + 656,7 Ng -= = 1 TNH3 + 581,0 002 h 8,0 Ar (В уравнении указаны коэф<1шциенты, отвечающие обт.емам соответствующих газов (м^) для получения 1 т ам миака.) Напишите уравнения (юакций, происходящих в зтой смеси, которые приводят к пояуч(^лчю аммиака. * 2Т. Кислотными оксидами являются А) N2O и N0 Б) N0 и NO2 В) N2O3 и NOg П N2O3 и NgO,, ^ 3. Как изменяется степень окисления азота в реакции азотистой кислоты с перманганатом калия? а марганца? * 4. Как изменяется степень окисления азота в реакции азотистой кислоты с иодидом калия? а иода? 76 * 5. Сопоставьте свойства азотистой и сернистой кислот. Укажите общее и отличное. 6*. По аналогии с peaKiweii ра.чложения нитрита аммония напишите ураш1ение реакции термического разложения нитрата аммония. 4 7. Сопоставьте свойства азотной и серной кислот. Ука- ;ките общее и отличное. ^ 8Т. И уравнении реакции термического разложения нит- рата калия сумма к(^зффициентов равна А) .5 Ь)7 В) 9 Г) 21 0,_ 9Т. В уравнении |»еакцни тер.мического разлоясения нит- рата железа (111) сумма коэф(|)ициентов {жвна А) .5 В) 7 В) 9 Г) 21 ,4 10'Г. в уравнении реакции термического ра.злолсения нитрата ртути (П) сумма козффнциентов равна А).5 Б) 7 В) 9 Г) 21 Ф 11*. ММА96. С какими из перечисленных ниже веществ, находящихся в водных растворах, будет реагировать сероводород: фос(1ю|шая кислота, уг.зекислый газ, уксусная кислота, азотная кислота? Напишите уравнение реакции. 4 12*. МГПУ9в. Напишите уравнения реакций следу- ющих превращений: N0^ <- N0 <-- NHg N2 NO 11 IINO3 ^ Cu(N()3)2 -> СпО Си 4 13*. МПГУ96. Напишите уравнения реакций следу- ющих нревра1цений: N2-^NIl3 NH4NO3 1 ' 1 N0 -» N(>2 IINO3 Fe(N()3)3 ^ Р’СзОз ^ 14*. М11ГУ90. Напишите у{>авнения реакгщй следу- Ю1ЦПХ превращений: NOg ^ HNO3 -■» Си(МОз)2 -> СиО -> Ci^NOg) -> СпО Си CnCL 77 § 25.5. Соединения фосфора Opio'ljiii >vjU'.lv>Ta Л ,\и'та(1;<-;>.ч|)при;!Я i;;!< aorii A ji,i!'lio'4};ou!(;!b' кислота A. По ТИК iu; 4i> r!.l Фос()юру и его соединениям был посвящен § 19.9. Здесь мы поговорим о фосфорных кис.'ютах. * Ь § 18.4 мы упоминали о воамолсности существования двул i|)opM 1])01’форной кислоты: Н^РО^ и ПРО^, которым соответствую т следующие структурные (1юрмулы: Н— И—О—Р = 0 п—о'^ Н—О—Р, О о А (Напомним, что черточка между символами элементов в записи структурных формул соответствует .электронной паре па связывающей МО.) А Первая из указанных формул принадлежит о р т о ф о с ф о р-н о й кислоте, а втор>ая — метафосфорной кис.поте. Об ор-то()югфориой кис.поте уже говорилось в § 19.9. Это важнейшее соединение фосфора (вместе с солями — фосфатами), используемое на практике. А При нагревании ортос1юсфорная кислота превращается в д и фосфорную (старое название — пирофосфорная кислота) 2Н.,Р04 = Н4Р2О7 + НгОТ f 71 кДж Ее структурная формула н—^о—н 0==р—о—р=о п—о о—н .- Это пример так называемых поликислот, в которых атомы кислотообразуюгцего .элемента (в данно.м случае с)юсфор;гЭ соединякптя между собой через атом кислорода. Еще одним при.ме-1ЮМ по.пикислты может служить дихромовая кислота llgCCgOy. А При нагревании ди(1юсфориой кислоты обра.зуется мета-tj) о с ф о р н а я кислота: П4Р2О7 = 2IIPO3 -(- UgOT f 100 кДж 78 г А Мета(1)осфорная кислота леп<о полимеризуется, и ее соли — п о л и м е т а ф о с ф а т ы находят широкое применение в качестве моющих и ЧИСТЯ1ЦИХ средств, средс^гв для умягчения воды, удаления накипи из паровых котлов, а также для очистки железных изделий от ржавчины и запреты их от коррозии и т. п., так как образуют очень прочные соединении со многими катионами. 1Т. К водному jjacTOopy фосфата натрия прибавили ин-.чикатор метиловгий оранжевый. Окраска раствора стала А) оранжевой В) желтой В) красной Г) синей 2. Иапчииите уравнения реакций, приводящих к изменению кислотнск'ти среды (pH) в растворе орт(к|юг (1>ата натрия. ЗТ. Формула (|юсфида кальция Л)Саз(Р04)2 В)Са(РОз)2 В) Са^РзО, I’lCagP^ А 4. При какой температурю (вьпие или ниже 100 'С) происходит П1)евращение орто(])Осс1х)рной кислоты в ди())0(т)юрную? А 5. Экзо- или эндотермической является реакгчия образования дифос(}юрной кис;лоты из орто(})01-^юрной? А 6. Изобразите структурную с1юрмулу дихромовой кислоты. ^ 7*. МГУОО. Для полной нейтрализации раствора, полу- ченного при гидроли.зе 4,54 г некоторого г'алогеиида фосфора, потребовалось 55 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией 3 моль/л. Определите формулу галогенида. 4’ 8*. ММЛ95. Напишите уравнение реакции, протекаю- щей между оксидом фосфора (Ш) и разбавленной азотной кислотой . ^ 9*. ММА9С. К водному раствору, содержащему дигид- рофосфат калия, постепенно добавляют гидроксид калия. Какие вещества могут одновременно находиться в растворе? (Приведите пять возможных комбинаций.) 4 10*. ММЛ90. К водному раствору, содержащему гидро- ()юсфат калия, постепенно добавляют серную кислоту. Какие вещества могут одновре.менно находиться в растворе (приведите пять возможных комбинаций)? 11*. ММЛ96. К 80 мл раствора дигидро(}юсфата калия (С =0,1 моль/.п) добавили 25 мл раствора гидроксида калия (С = 0,16 моль/л). Вычислите количества веществ (кроме воды), находянщхся в образовавшемся растворе. ^ 12*. !У1МЛ96. К 50 мл раствора ди7’идро()юсфага натрия (С = 0,2 моль/л) добавили 100 мл раствора хлороводогюдной кислоты (С - 0,5 моль/л). Вычислите количества веществ (кроме воды), находящихся в образовавте.мся pacTBOf>e. * 13*. ММА. К 0,5 мл раствора (|юсфорной кислоты с кон- центратщей 6 моль/л добавили 10 г наплщенного раствора гидроксида бария (раствори.мость 3,89 г в 100 г воды). Вычислите количества веществ образова)плихся соединений бария. 79 ?/* /5 VI ■< и Глава 26 IVA ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ § 26.1. Введение Элементам, находящимся в IVA группе периодической системы, в учебнике для IX класса были посвящены § 19.10—19.12, а также 20.2. В таблице 26.1 суммированы сообщенные там сведения и указаны новые, о которых пойдет речь в этой главе. Таблица 26.1 Главы 19 и 20 Глава 26 Углер(}д как прсютое вещество. Ал.нотропия. Сажа. Э.пектрониг^е сТ]Х)ение атома, алмаза и графита. Применение Адсорбция. Активированный уголь Оксиды углерода Карбиды Угольная кислота. Карбонаты и гидрокарбонаты Гидро.лиз солей Кремний — аналог уг.лерода Силициды. Силан Оксид к{)емния (IV) Кремниевая кислота. Сшшкаты Силикаге.ль Стекло 1 1Т. Электронное строение внетинего энергетического уровня атомов IVA группы А) ns^ B)ns^np^ В) n.s^np'* Г) пр'* 80 2Т. Среди простых веществ, образованных элементами IVA группы, металлами являются А) углерод и кремний В) кремний и германий Б) олово и свинец Г) германий и олово ЗТ. Водный раствор углекислого газа — это А) слабая кислота В) слабое основание Б) сильная кислота Г) щелочь 4Т. При действии воды на кислотный оксид кислота не образуется, если это А) оксид углерода (IV) В) оксид серы (VI) Б) оксид кремния (IV) Г) оксид азота (V) 5Т. Прочность водородных соединений в ряду CH^^SiH^ GeH^ SnH^ -» PbH^ А) повышается В) изменяется периодически Б) понижается Г) не изменяется л 6Т*. Самым сильным окислителем среди указанных оксидов является VA)C02 Б)8Ю2 В)8л02 r)PbJ>2 7Т. Формула силана I ^ vA)SiH4 Б)Н28Юд B)Mg2Si DSiOg 8Т. Из следующих утверждений неверно лишь то, что углекислый газ ' А) имеет запах В) бесцветен Б) тяжелее воздуха Г) реагирует с водой 9Т. Высшую степень окисления углерод проявляет в соединении ^ А) СО Б)А14Сз В)СН4 VnCaCOg 10Т. Высшую степень окисления кремний проявляет в соединении A)SiO \/Б)8Ю2 В)8Ш4 Г) Mg28i 11Т. Окислительные свойства углерод проявляет в реакции А) С + Од= СОд В) ЗС + 4А1 = Al^Cg Б) С + 2СиО = 2Сп + СОд Г) С + HgO = СО + Hg 12Т. Из следующих утверждений неверно лишь то, что реакция оксида углерода (II) с кислородом A) эндотермическая Б) экзотермическая B) сопровождается уменьшением объема I’) не идет при комнатной температуре 6 Зек. № 433 Гузсй 81 13Т. Сокращенное ионное уравнение 2Н+ + SiO|- = HgSiOgi соответствует взаимодействию A) угольной кислоты и силиката кальция Б) угольной кислоты и силиката натрия B) соляной кислоты и силиката кальция Г) соляной кислоты и силиката натрия 14Т. При кипячении воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпадает осадок. Сумма всех коэффициен1Ч>в в соответствующем уравнении реакции равна А) 4 Б) 5 В) 6 Г) 7 15*. ГАНГ96. Сколько литров оксида углерода (IV) (н. у.) поглотитх:я при превращении 148 г гидроксида кальция в карбонат кальция? ♦ 16*. ГАШ’96. Смесь кремния и угля массой 20 г обработали избытком концентрированного раствора щелочи. В результате реакции выделился водород объемом 13,44 л (н. у.). Определите массовую долю кремния в исходной смеси. ♦ 17*. МГУ96. Плотность паров оксида 'углерода равна 1,165 г/л при давлении 1 атм и температурю 20 “С. Установите формулу оксида. 18*. МПГУ96. Напишите ур>авнения реакций следующих превращений: РЬ(НОз)2 РЬО РЬ(ОН)2 РЮ РЬ PbCl2 ▲ 19*. МПГУ96. Напишите уршвнения рюакций следу- ющих превращений: оксид кремния -> кремниевая кислота -» силикат натрия —> оксид кремния -> кремний 20*. МПГУ96. Сколько атомов углерода содержится в 0,58 моль графита? ♦ 21*. ММА96. Водный jjacTBop соли А окрашивает лакмус в синий цвет, а раствор соли В — в фиолетовый. При сливании растворов этих двух солей вьтадает осадок. Приведите возможные формулы солей А и В и уравнение реакции между ними. ♦ 22*. ММА96. Водный раствор соли А окрашивает лакмус в фиолетовый цвет, а раствор соли В — в красный. При сливании растворов этих двух солей выпадает осадок. Приведите возможные формулы солей А и В и уравнение реакции между ними. ♦ 23*. ММА96. Водный раствор соли А окрашивает лакмус в синий цвет, а раствор соли В — в красный. При сливании 82 растворов этих двух солей выпадает осадок. Приведите возможные формулы солей А и В и уравнение реакции между ними. ♦ 24*. ММА96. Через 100 мл раствора карбоната калия (С = 0,2 моль/л) пропустили 224 мл углекислого газа (н. у.). Вычислите количества веществ, находящихся в образовавшемся растворе. § 26.2. Адсорбция В А к т я ш ц)Ов а 1Ш i.i I! у гол:. Силиь<1гель Поместим в воронку на бумажный фильтр некоторое количество древесного угля (или так называемого активированного угля, который продается в аптеках) и профильтруем через его слой водный раствор какого-либо красителя, например лакмуса (рис. 26.1). Мы увидим, что фильтрат окажется бесцветным. Молекулы красителя (молекулы, а не частицы, как при обычном фильтровании!) задерживаются углем в результате адсорбции. В чем состоит причина наблюдаемого явления? Внутри кристалла атомного или ионного твердого вещества атомные орбитали перекрываются, образуя молекулярные. Располагающиеся на них электроны обеспечивают связь между атомами или ионами. Но кристаллы не бесконечны. Они ограничены своими поверхностями. И не все АО поверхностных атомов оказываются вовлеченньпуги в МО кристалла. Это становится очевидным при рассмотрении схем электронного строения, например алмаза и графита, приведенных в § 19.10 раствора лакмуса через (рис. 19.29 и 19.31). уголь 6» 83 Таким образом, поверхностные атомы мог^т участвовать в образовании химических связей с молекулами других веществ. Кроме того, последние могут взаимодействовать с поверхностью твердого тела по тому же механизму, по которому взаимодействуют между собой нейтральные молекулы. (Перечитайте § 16.2.) Чем больше поверхность твердого вещества, тем большее число молекул других веществ может поместиться на этой поверхности и на пей адсорбироваться. Адсорбция — это присоединение молекул газообразных или находящихся в растворе веществ к твердой поверхности. *. На образование новых химических (на самом деле межмолекулярных) связей указывает выделение теплоты в результате адсорбции (табл. 26.2). Таблица 26.2 Адсорбирующее Адсорбированное Теплота вещество вещество адсорбции. (адсорбент) кДж/моль КС1 Кг 10,0 Кг 9,3 Активированный N2 19,0 уголь COg 29,7 NH3 33,2 Си NH3 29,3 Ni NH3 46,0 Fe NH3 71,1 Именно благодаря адсорбции могут служить катализаторами твердые вещества. Так, на катализаторе из оксида ванадия (V), используемом в производстве серной кислоты, адсорбируется кислород, при этом связь в молекуле Og ос.па-бевает и он окис.ляет сернистый газ при сравнительно низкой температу^ре. В процессе промышленного синтеза аммиака на железном катализато)^ адсорбируется азот, и потому он вступает в реакцию с водородом и т. д. 84 г л Из таблицы 26.2 следует, что прочность поверхностных соединений, образуемых разными веществами с одним и тем же веществом-адсорбентом, различна. Об этом же свидетельствует и рисунок 26.2, на котором показаны количества различных газов, поглощаемых активированным углем. л. Приведенные примеры указывают на то, что адсорбция происходит избирательно; одни вещества адсорбируются, задерживаются адсорбентом лучше, чем другие. Избирательность адсорбции объясняется разной прочностью межмолекулярных сил, которые тем прочнее, чем сложнее взаимодействующие молекулы (т. е. чем больше атомных ядер и электронов входит в их состав) (см. § 16.2). А Явление адсорбции находит широкое применение для очистки газов и растворов от нежелательных веществ. Наиболее известным примером может служить противогаз, в котором слой активированного угля поглощает из проходящего через него воздуха молекулы различных вредных веществ (рис. 26.3). Многим знакомы бытовые фильтры с активированным углем для очистки питьевой воды. Адсорбционная способность угля широко используется в пип(евой промышленности, в частности для очистки сахара. Это же его свойство используется в аптечном препарате ♦ карболен», который принимают при пищевых отравлениях. Примеры можно продолжить. Очевидно, что чем больше поверхность твердого тела, тем большей адсорбционной способностью оно обладает. В этом отношении выде.ляется углерод. to <0 -150 с I X о а S \о а с о г ш X VD О Рис. 26.2. Объем гим. поглтиас мого одним объемом коксового угля Рис. 26.3. Современный противогаз 85 f- •IH' Рис. 26.4 Углерод,, как об этом уже говорилось, образует несколько простых веществ. Здесь пойдет речь о его аморфной^ модификации. Аморфный углерод получается при нагревании без доступа воздуха сложных органических веществ, входящих в состав древесины, костей животных, угля, и др. При этом происходит термическое разложение соединений углерода, в результате которого от углеродного скелета отщепляются группы других атомов и, образуя летучие соединения, удаляются. Твердый остаток — не плавящийся даже при очень высоких температурах углерод — представляет собой высокопористую структуру (рис. 26.4). Площадь образующихся при этом пор очень велика. Она достигает 200—300 м^ для 1 г полученного таким образом активированного угля. Активированный уголь — не единственный применяемый адсорбент. Широкое применение, особенно для поглощения водяных паров, находит силикагель, который получается осторожным обезвоживанием кремниевой кислоты. А В результате обезвоживания кремниевой кислоты происходит процесс дегидратации, первая стадия которого схематически отражается уравнением Н—О 0-^-Н Н—О' О—Н НО ОН \ / ^ — \ / \ / Si Si —- > Si- -О—Si -f 1 II 11 II О О О О * Твердые тела можно разделить на два класса — кристаллические и аморфные. Представителем амор<})ных веществ является стекло, которое иногда рассматривают как переохлажденную жидкость с высокой вязкостью, равной вязкости кристаллических тел. Отсутствие упорядоченности в твердом состоянии, т. е. аморфность (от а — отрицательная частица и греч. морфе — (]юрма), возможно не только для стекла. 86 При продолжении процесса дегидратации образуется высокопористая структура, обладающая высокими адсорбционными свойствами. Явление селективной, т. е. избирательной, адсорбции применяется в методе разделения смесей веществ, называемом хроматографией, о которой следовало бы сказать в § 1.3. (О чем этот параграф? Может, и для адсорбции место в нем?) Подбором растворителей и адсорбирующих веществ (часто используется специальным образом приготовленный оксид алюминия AlgOg) можно осуществить разделение практически сколь угодно сложных смесей, каковыми являются, например, пищевые продукты. т и Что такое термическое разложение вещества? 2Т. Термическим разложением (термической диссоциацией) нельзя назвать процесс А) HgO <=> Н+ + ОН- В) СН4 -> СНд + Н Б) СаСОз СаО + COg Г) 2ЩО 2Щ + ЗТ. Массовая доля ванадия в оксиде ванадия, упомянутом в этом параграфе, равна (%) А) 28 Б) 56 В) 9 Г) 44 А 4Т. В промышленности сернистый газ окисляют кислоро- дом на оксидно-ванадиевом катализаторе при температуре около (°С) А)100 Б)500 В)1000 Г)1500 А 5Т. В процессе каталитического крекинга нефти в качестве катализатора используют A) оксид ванадия (V) Б) активированный уголь B) глину Г) силикагель А 6Т. Температура плавления графита составляет около (°С) А) 4000 Б) 3500 В) 2500 Г) ЮОО А 7. Каким образом данные таблицы 26.2 свидетельствуют о различной прочности поверхностных соединений? А 8*. Какой металл — железо, медь или никель — вы бы выбрали в качестве катализатора для реакций с участием аммиака? (См. табл. 26.2.) 9*. Где применяется противогаз? А 10*. Почему противогаз поглощает ядовитый хлор и пропускает необходимый для дыхания кислород? 87 Рис. 26.5. Адсорбция газов на угле в зависимо сти от температуры. (Объем адсорбированного газа пересчитан на давле ние I атм и темпера туру 15 С*.; trc газа, мл 11*. От какого вещества очищают сахар с помощью активированного угля? На чем основана эта очистка? 4 12*. Как изменяется (увеличивается или уменьшается) адсорбционная способность веществ с понижением температуры (рис. 26.5)? 13. В каком агрегатном состоянии находится кремниевая кислота при комнатной температуре? А 14*. Какова химическая формула силикагеля? А 15*. Что такое хроматография? § 26.3. Карбиды и силициды * При взаимодействии углерода, как и других неметаллов, с металлами он проявляет отрицательную валентность (степень окисления), образуя карбиды, например 4А1 -t- ЗС = AI4C3 Карбид алюминия л При действии на карбиды кислот или просто воды образуются водородные соединения углерода (процесс, совершенно ана- * Измерение было выполнено в 1932 г., когда за стандартную температуру была принята именно эта температура. В настоящее время стандартной считается температура 25 “С. 88 логичный действию серной кислоты на галогениды или сульфиды, когда получаются соответственно галогеноводороды или сероводород): AI4C3 + 12НС1 = 4А1С1з f ЗСН4Т AI4C3 + I2H2O = 4А](ОН)з4. + ЗСН4Т * Однако, как вы знаете, существует не одно водородное соединение углерода, а множество. И разные карбиды можно рассматривать как производные разных углеводородов. Так, карбид алюминия — это производное метана, в котором атомы водорода замещены атомами металла. А При взаимодействии углерода с оксидом кальция (что осуществляется в промышленности при высоких температурах) образуется производное ацетилена НС=СН: СаО + ЗС = СаСз + СО А Вещество CaCg называют карбидом кальция, хотя правильнее было бы говорить об ацетилениде. Именно для получения ацетилена производят карбид кальция. Кроме ионных соединений, которые углерод образует с активными металлами, он входит в состав атомных веществ при взаимодействии с d-элементами (см. § 16.3), известнейшим из которых является карбид железа FegC — составная часть чугуна. Такие атомные (с ковалентной связью) карбиды представляют собой очень тугоплавкие и твердые вещества. Так, самьп« тугоплавким, известным в настоящее время веществом на Земле является карбид тантала ТаС с температурой плавления около 3850 °С. Многие знают о резцах или сверлах по металлу и бетону с победитовыми режущими кромками. Победит — это карбид вольфрама WC, спрессованный с металлическим кобальтом, который служит связкой. ▲ Аналогичные карбидам соединения образует и кремний. Это силициды. Так, при лабораторном полу^юнии кремния путем действия магния на оксид кремния наряду со свободным кремнием образуется и силицид магния (так как магний в этой реакции обычно берется в избытке): SiOg + 2Mg = Si + 2MgO Si -I- 2Mg = MggSi A Образующуюся смесь продуктов реакции обрабатывают соляной кислотой, так что твердый остаток представляет собой чис-1Ъ1Й кремний: MgO + 2НС1 = MgClg + Н2О Mg2Si + 4ПС1 = 2MgCl2 + Sill^T Силан 89 А В отличие от метана силан — чрезвычайно реакционноспособное вещество. Выделяясь из солянокислого раствора, он воспламеняется на воздухе: SiH4 + 2О2 = SiOg + 2Н2О (На самом деле при комнатной температуре силан не воспламеняется. Загорается образующийся в качестве примеси к силану еще менее устойчивый, чем он, дисилан, являющийся аналогом :>тана.) А 1. Избытком серной кислоты обработали 1,44 г карбида алюминия. Какой газ,и в каком объеме выделился? А 2. Какими веществами можно подействовать на карбид кальция, чтобы получить ацетилен? Какое из них целесообразнее применить на практике? А 3. Сколько карбида кальция (по массе) потребуется для получения 1000 л ацетилена (н. у.) при действии на него воды? а серной кисл01Ъ1? А 4Т. В реак1щи оксида кальция с углеродом получается оксид углерода (II), а не (IV), так как при проведении процесса A) кислород в недостатке Б) температура слишком высокая B) температура слишком низкая Г) СО — газ * 5. Что будет содержаться в твердом остатке при получении кремния по описанной в параграфе реакции, если применять избыток SiOg, а не Mg? А 6Т. Силан более реакционноспособен, чем метан, так как A) его плотность выше Б) атом кремния меньше, чем атом углерода B) атом кремния больше, чем атом зтлерода Г) температура кипения силана выше А 7. Экзо- или эндотермична реакция окисления силана кислородом воздуха? л 8*. Какое вещество более ядовито — метан или силан? Ответ обоснуйте. * 9. Какое вещество более ядовито — аммиак или фосфин РНд? Ответ обоснуйте. *■ 10. Изобразите структурную формулу дисилана, л. 11*. Какое количество (по массе, естественно) мокрого песка получится при сгорании 1 г дисилана? Глава 27 ША ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ § 27.1. Амфотерность В Гидратации иоиоь А киа ком JI л (‘К c)>i Г и д [JUKt; о ко м 11 ли I. ( ы В § 18.4 обсуждались свойства оксидов и гидроксидов, образованных химическими элементами 3-го периода, с точки зрения ионности связи между атомом соответствующего элемента и кислородом. Было показано, что сравнительно большие малозарядные ионы (Na"*^, образуют с кислородом в оксидах и гидроксидах ионные связи, которые обусловливают их основный характер. В то же время с маленькими высокозарядными ионами и др.) у кислорода формируются ковалентные связи, что является причиной кислотного характера соответствующих оксидов й гидроксидов. Алюминий (А!^’’^) занимает промежуточное положение, его оксид и гидроксид амфотерны. Внимательно рассмотрите рисунок 24.3 (в гл. 24). Обратите внимание на огромную величину энергий гидратации. Сравните, например, теплоту гидратации иона алюминия А13+ с теплотой такой высокоэкзотермической реакции, как горение алюминия: 4А1 + ЗО2 = 2AI2O3 + 3350 кДж Вы видите, что теплота гидратации больше, чем теп.тю-вой эффект реакции. Это значит, что химические связи в Гидратах не менее, а часто более прочны (их энергия выше), 91 чем обычные связи внутри молекул. Из этого следует, что в водном растворе свободные ионы не могут существовать, а находятся в виде гидратов. При этом если энергия гидратации велика, как в случае (критическим значением является величина -1000—1500 кДж/моль), то образу ются аквакомплексы постоянного состава, часто с шестью молекулами воды вокруг каждого иона металла (т. е. с координационным числом КЧ = 6). Аквакомплексы ведут себя как кислоты. Например, в водном растворе какой-либо соли алюминия его аквакомплекс диссоциирует: [Al(H20)g]3+ о [А10Н(Н20)5]2+ 4 Н+ А Это же уравнение может быть записано и в форме: [А1(Н20)б]3+ 4 HgO « [А10Н(Н20)5]2+ + НдО+ А А также AJ3+ 4 ЩО <=> А10Н2+ 4- Н+ А Последнее уравнение — это уравнение реакции гидролиза в стандартной записи. Оно отличается от предыдущих на некоторое число молекул воды — растворителя, которые можно не записывать в уравнении реакций, как об этом мы уже говорили ранее. В то же время первые два идентичных уравнения отражают тот факт, что в водных растворах гидролизу подвергаются только те катионы, которые образуют прочные аквако.мплексы. При растворении алюминия в кислоте (в сильно кислой среде) получается катион в виде аквакомплекса : 2А1 + 6Н+ + 6Н2О = 2[А1(Н20)б1^^ + ЗН2Т 2А14 6НС14 6Н20= 2[А1(Н20)д]С1д 4 ЗН2Т Хлорид гексаакваалюминия При постепенном прибавлении раствора щелочи происходит замена молекул воды в комплексе на гидроксильные группы (переход от аквакомплексов к гидроксокомп-л е к с а м): [А1(Н20)д]3+ 4 он- = [А10Н(Н20)5]2+ -Ь НдО [АЮГЦНзО)^]^^ + он- = [Al(0H)2(Il20)J ^ -Ь ИдО [A1(0H)2(H20)J ' + он- = А1(ОН)з(Н20)з4. 4 Н2О 92 & т Нейтральный гидроксид не растворяется в воде и выпа-1дает в осадок. При дальнейшем прибавлении раствора щелочи снова образуются ионы, но уже не катионы, а анионы, и осадок растворяется: А1(ОН)з(Н20)з I ОН- = [А1(ОН)4(ИзО)2] + И^О ? [А1(011)4(1120)2] + ОН- = [А1(0Н)5(Н20)]2- + Н2О [А1(0И)5(Н20)]2' + ОН- == [Al(OH)g]3 - + HgO ^ Таким образом, амфотерность трехвалентного алюми-'31ИЯ проявляется в возможности его существования в вод-jpoM растворе в составе как катионов, так и анионов. Состав *тих ионов зависит от кислотности среды. В школьном ку|х:е 1 шринято для аниона использовать формулу АЦОН)^. I Аквакомплексы и гидроксокомплексы — примеры ком-екскых соединений (см. § 25.3). В описанных комплексах язь между центральным атомом и окружающими его час-цами (молекулами воды или гидроксид-ионами) практики ионная. Число окружающих групп — координацион-[ое число определяется геометрическим фактором — тем, олько их помещается в ближайшем окружении иона. 1*. Что общего и отличного в ионной и ковалентной полярной химических связях? 2*. Какие соединения назьшаются аквакомплексами? 1'идроксокомплексами? ЗТ. Водный раствор сульфата алюминия имеет среду А) щелочную В) нейтральную Б) очень щелочную Г) кислую 4Т. Водный раствор алюмината натрия Na[Al(0II)4] имеет среду А) щелочную В) очень кислую Б) кислую О нейтральную 5. В состав каких катионов и анионов может входить алюминий в водных растворах? *. 6. Напишите уравнение реакции между хлоридом алю- миния и алюминатом натрия. 7. В этом параграфе приведено одно термохимическое уравнение реакции. Вычислите по нему теплоту образования оксида алюминия. 8. Чему равно координационное число алюминия в криолите NagAlFg? f i' 93 § 27.2. Алюминий Ки.л.!<'илмые чистины ij(>:ivii!j>K-Kr'e л ни жен ис fi Из химических элементов IIIA группы периодической системы лишь алюминий рассматривается в школьном курсе. О нем мы рассказывали в § 21.3. Здесь приведем некоторые дополнительные сведения. Природным сырьем для получения алюминия служит его оксид AlgOg, который является основной составной частью минерала боксита. Как указывалось в § 21.3, алюминий получают из его оксида путем электролиза раствора оксида в расплавленном криолите 3NaF • AlFg при -1000 (рис. 27.1, а). л В качестве главной примеси боксит содержит оксид железа (III). Очистка оксида алюминия от оксида железа основана на ам-фотерности первого. В данном случае используется его способность растворяться в растворах щелочей; AlgOg + 2NaOH + ЗНдО = 2NaAl(OH)4 Тетра гидроксоалюминат натрия или AlgOg + 2NaOH = 2NaA102 + Н^О Алюминат натрия д. Условия подбираются такими, чтобы слабо амфотерный оксид железа (III) с раствором щелочи не реагировал, ь Через полученный раствор алюмината натрия пропускаеттш углекислый газ, при этом угольная кислота вытесняет более слабую, к тому же нерастворимую «алюминиевую кислоту* (если можно так назвать амфолит — гидроксид алюминия): 2NaA102 + СО2 + ЗН2О = 2А1(ОН)зХ + Na2COg А Следующей операцией является дегидратация гидроксида алюминия при нагревании: 2А1(ОН)з = AlgOg -I- ЗНдО л. Полученный оксид алюминия растворяется в расплавленно:^ криолите. 94 Свойство солей алюминия подвергаться сильному гидролизу используется на практике для очистки потребляемой воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое количество гашеной извести или алюмината натрия, чтобы нейтрализовать образующуюся при гидролизе кислоту. А в предыдущем параграфе мы приводили сокращенные ионные уравнения гидролиза и записывали их как обратимые про цессы. Прибавление извести или алюмината делает гидролиз необратимым: А12(804)з + 2Н2О = 2AIOHSO4 + H2SO4 HgSO^ -Ь Са(ОН)2 = CaSO^ + ЗНдО и т. д. Боксит AlgPgiSiC^Fe^g Гидроксид натрия (NaOH) ----------------------- Гг Дозатор Подогреватель Шаровая L мельница ГГГ I AL03+2Na0H -»2NaAIOp+Hp Y Центрифуга г[1Ш J •yi ^ Гидролизеры NaAIO^ ь. Центрифуга X. Воздух NaOH Tf а Рис. 27.1, о. Схема производства алюминия. Подготовка сырья 95 * Необратимым процессом является и нейтрализация кислоты алюминатом: H2SO4 + 2NaA102 + 2Н2О = NagSO^ + 2А1(ОН)з4 В результате выделяется очень рыхлый объемистый осадок гидроксида алюминия сначала в виде коллоидных частиц с огромной суммарной поверхностью, которые затем слипаются и осаждаются, унося на себе адсорбированные из воды взвешенные частицы мути и бактерии. Таким образом вода осветляется и обеззараживается. Коллоидными называют взвешенные в газе или жидкости частицы, имеющие размер от 1 до 100 нм. Их макси- Электролизная ванна А1(0Нд)->А120з+ЗН Дымовые газы Печь Рис. 27.1, б. Схема производства алюминия. Процесс злектроли.ча: ! — графитовые электроды (анод), расходуемые под воздействием выделяющегося кислорода; 2 — оксид алюминия, растворенный в расплав ленном криолите; 3 — расплавленный алюминий; 4 — графитовая футеровка (катод) 96 Л мальныи размер определяется возможностью участвовать в броуновском движении', т. е. в движении частиц под воздействием ударов молекул среды. Благодаря такому хаотичному движению маленькие частицы не оседают и остаются во взвешенном состоянии дли-те.пьное время (рис. 27.2). Примерами коллоидных частиц могут служить твердые частицы дыма И.ПИ жидкие частицы тумана в воздухе, капельки жира в молоке или взвешенный ил в речной воде Рис. 27.2. Схема броуновского движения частицы 1*. Б этом naparpafjje приведены два уравнения реакции *^^| <)ксида алюминия с гидроксидом натрия в растворе. Можно V ли сказать, какое из этих уравнений «правильнее»? 2*. Вычислите массу сулы)>ата алюминия, который требуется для очистки воды, если поверхность осадка (состоящего из кубических коллоидных частиц с ребром 10 нм) должна составить не менее 1 га. Плотность гидроксида 11люминия примите равной 3 г/см''. *.• 3*. МГУ96. По данным электронографическою экспери- мента межъядерные расстояния в молекуле А1С1.^ равны: г(А1—С1) = 0,206 нм, г(С1—С1) = 0,357 нм. Определите, какую геометрическую фигуру образуют ядра атомов в этой молекуле. Установите тип гибридизации центрального атома. ■е 4*. ММА96. Какую минимальную массу 50%-ного раствора гидроксида натрия надо добавить к 6,8-4 г сульфата алюминия, чтобы первоначально выпавший осадок полностью растворился? ■* 5*. ММА96. Массовая доля алюминия в его сплаве с маг- нием 0,7. Какую массу сплава обработали концентрированным раствором щелочи, если при этом выделилось 20 мл водорода (н. у.)? ' Явление обнаружено английским ботаником Р. Броуном (1773—1858) в 1827 г. 7 Зак. № 433 Гуэоп 97 ♦ 6*. М11ГУ96. Напишите уравнения реакций следующих превращений: Л1 А12(80,)з ^ А1(НОз)з А1(ОН)з X NaAlOo Na[Al(0H)4] ♦ 7*. ММА96. К избытку водного раствора сульфида натрия добавили небольшое количество иодида алюминия. Какие ионы находятся в растворе? Ответ подтвердите уравнением реакции. ♦ 8*. ММА96. Какой объем раствора карбоната натрия (С =0,15 моль/л) следует добавить к 25 мл раствора сулы})ата алюминия (С = 0,02 моль/л) для полного осаждения ионов алюминия? Глава 28 lA п НА ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ § 28.1. Щелочные и щелочноземельные металлы Свойства щелочных металлов, т. е. химических элементов IA группы, были рассмотрены в главе 13 (8 класс), свойства кальция — элемента ПА группы — в § 21.4 (9 класс). Кроме того, в § 21.1 рассказано о ряде активности металлов, к которому мы возвращаемся в этой главе еще раз. Известные уже вам сведения и новые, которые будут сообщены в .этой главе, указаны в таблице 28.1. Таблица 28.1 Главы 13, 21 Глава 28 Электронное строение атомов щелочных металлов Окраска пламени Метал.пические свойства. Восстановительная способность Ряд активности Электродные потенциалы. Ряд напряжений. Электролиз Размер атомов Электронное строение простых веществ-металлов Физические свойства щелочных металлов Химические свойства щелочных металлов 99 Продолжение Главы 13, 21 Глава 28 Гидроксид натрия Щелочноземельные элементы Оксид и гидроксид кальция Гидроксиды щелочноземельных элементов Жесткость воды В дополнение к известным вам свойствам щелочных и щелочноземельных металлов укажем, что они окрашивают пламя в характерные цвета (табл. 28.2). Это свойство используется, в частности, в цветных фейерверках, бенгальских огнях, сигнальных ракетах и т. п. В лабораторной практике оно используется для идентификации соединений этих элементов. (Вы могли уже проделывать соответствующие опыты, описанные в гл. 14, лабораторный опыт 20.) Таблица 28.2 Окраска пламени соединениями щелочных и щелочноземельных металлов Металл IA группы Окраска пламени Металл ПА группы Окраска пламени Li Карминово- красная Be Нет Na Желтая Mg Нет К Фиолетовая Са Оранжево- красная Rb (Зиневато- красная Sr Карминово- красная Cs Синяя Ва Желтовато- зеленая Кальций является представителем щелочноземе.пьных мета.ллов, которыми называются элементы ПА группы, но не все, а только начиная с ка.пьция и вниз но группе: Са, Sr, Ва, Ra. Это те химические элементы, оксиды которых («земли» — по старинной терминологии) взаимодействуют с водой,образуя щелочи. 1(Ю Если характеризовать всю ПА группу, то следует сказать, что и здесь соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов и образуемых ими ионов, при движении по группе сверху вниз (рис. 28.1). Па рисунке 28.2 сопос^тав-лены размеры атомов и темпера-, > туры п.павлеиия соответствующих металлов ПА группы. Как уже отмечалось для ще.почных t метал.лов в § 13.2, с увеличением i размеров атомов ослабевает хими -I ч(юкая связь между ними и кри-I сталл разруншется при более низ-I кой температуре. В то же время I на примере магния можно видеть, Ь что не только расстоянием между ^"^(34) Ве(113) Рис. 28.1. 1‘и.шеры ато мов и ионов элементов НА группы. (В скобках радиусы ионов и атомов в пм.) ядрами атомов в кристалле определяется прочность связи. Существуют и другие фактс)ры, с.лишком сложные, чтобы обсуждать их здесь. Это предмет вузовского курса квантовой химии. С увеличением размеров ионов проявляется та же закономерность в изменении свойств соответствующих оксидов и гидроксидов, которая обсужда.пась в § 18.4: с увеличением размера иона ослабевают кис.лотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов. Так, ВеО и BelOH)^ — амфотерные соединения, MgO и Mg(OH)2 прояв.ляют только основные свойства. Водный раствор гидроксида магния, хотя он и малорастворим, проявляет отчетливые свойства основания (например, окрашивает раствор фено.Л(1)талеина в малиновый цвет). А реагирующие с водой оксиды щелочноземельных металлов образуют бо.лее или менее хорошо растворимые в воде щелочи (табл. 28.3). 101 Таблица 28.3 Расггворимость гидроксидов элементов ПА группы в воде 1’идроксид Растворимость, Г/1ООГП2О Гидроксид Раствор имость, r/lOOrHgO Во(ОИ),^ 1 • 10 Sr(OH>2 0,81 Mg(OH)2 0,0006 Ва(ОН)2 3,89 Са(ОН)2 0,16 1Т. Размеры атомов щелочноземельных металлов в ряду Са—Sr—Ва Л) уменьшаются В) изменяются периодически В) увеличиваются Г) не изменяются 2. Почему при увеличении размеров атомов уменьшается прочность химической связи между ними? А 3*. РХТУ96. Растворили 3,9 г металлического калия в 200 мл воды. Какова концентрация полученного раствора в % масс.7 Какой объем при н. у. займет газ, выделившийся при растшцюнии? Рис. 2Я.2. Телпи-рагпуры плавлении мепшллмг в jueucuMoemu от радиуса атомов 102 I I 3 A 4*. Ila основании данных таблицы 28.3 вычислите молярную концентрацию насыщенного раствора гидроксида магния, примите его плотность р = 1 г/см^. ♦ 5*. Исходя из результата, полученного в предыдущей задаче, вычислите pH насыщенного раствора гидроксида магния. ♦ 6*. На основании данных таблицы 28.3 вычислите мо лярную концентрацию насыщенного раствора гидрокс!!.!; кальция, примите его плотность р = 1 г/см''. ♦ 7*. Исходя из результата, полученного в предыдущее за даче, вычислите pH известковой воды. 8*. Какова окраска фенол(})талеина в насыщенном водном растворе гидроксида бериллия? А 9. Во сколько раз растворимость в воде гидроксида 6о ксида бериллия с соляной кислотой сумма всех коэ<1)фицисн-тов равна А) 2 Б) 4 В) 6 Г) 8 А IZr. в сокращенном ионном уравнении гидроксида бериллия с гидроксидом натрия (примите формулу бериллата натрия Na2[Be(OH)4]) сумма всех коэффициентов равна А) 2 Б) 4 В) 6 I’) 8 ♦ 13*. МГУ97. Вычислите количество воды, в котором нужно растворить 18,8 г оксида калия для получения 5,6'М>-ного раствора КОН. ♦ 14*. ММА95. Смешали 50,0 г раствора гидроксида натрия с массовой долей 10,0% и 100 г гадрокарбоната натрия с массовой долей 5,0%. Вычислите массовые доли веществ в новом растворе. ♦ 15*. МПГУ96. К 780 мл 20%-ного раствора едкого натра (плотность 1,225 г/мл) прибавили 140 мл 10%-ного раствора едкого натра (пл. 1,115 г/мл). Определите массовую долю едкого натра в полученном растворе. ♦ 16*. ММА95. Смесь оксида натрия и оксида калия общей массой 6 г растворили в 100 г 15%-ного раствора КОН. На нейтрализацию полученного раствора затрачено 72,89 мл 20%-ной соляной кислопл (пл. 1,1 г/мл). Вычислите, во сколько раз одного оксида было в смеси больше по массе, чем другого. 103 § 28.2. Ряд активности металлов А . I ii-r I uo.ll'i.l," II- •» Рассказывая о свойствах щелочных металлов и кальции, мы подчеркивали их высокую химическую активность, отмечали, что это самые активные металлы. В § 21.1 (который, кстати, назван так же, как параграф, который вы сейчас читаете) было объяснено, что понимается под термином «активность металлов». Здесь мы остановимся на его количественной оценке. * Кристалл металла можно рассматривать как совокупность положительно заряженных ионов, в поле которых движутся электроны (их движение описывается молекулярными орбиталями кристалла, см. § 13.2), как это схематически изображено на рисунке 28.3. Если кусочек такого металла опустить в воду, то часть положительно заряженных ионов перейдет в раствор (рис. 28.4). В результате раствор при(}бретет положительный заряд, а опущенный в него металл — отрицательный. Отрицательно заряженный металл будет притягивать положительные ионы из раствора. В зависимости от свойств металла равновесие между процессами перехода ионов из металла в раствор и обратно установится при определенной (различной для разных металлов) концентрации ионов в растворе. Иными словами, равновесие металл — раствор устанавливается при определенной разности электрических зарядов на границе металл f)acTBf)p. Г)та ра;шост(. зарядов оттисы- -© ■■ ©' ООО- © © © ®©®©®©| 1©4©в© |е©©©| ш Рис. 28.3. Схема ,1Лсктропниги строения металла Раствор I Рис. 28.4. Схема возникновения электродн чго попи’нциали 104 R Zn Рис. 28.5. Схема измерения электродного потенциала: I и 2 — электроды Рис. 28.6. Схема прибора для измерения электродного потенциала цинка вается величиной так называемого электродного потенциала Е (см. рис. 28.4). Чем более активен металл, тем больше ионов находится в равновесном с ним растворе, тем более отрицательное значение будет иметь Е. А Измерить электродный потенциал нельзя. Принципиальным экспериментальным препятствием служит необходимость введения в раствор второго электрода (рис. 28.5) — электрода сравнения, при контакте которого с раствором возникает свой электродный потенциал. Измерительный прибор (потенциометр) покажет разность между потенциалами исследуемого металла и электрода сравнения. Если условиться о едином электроде сравнения, то можно сопоставлять электродные потенциалы любых металлов*. А Стандартным электродом сравнения, для которого принято Е° = О, служит так называемый водородный электрод, в котором устанавливается равновесие между газообразным молекулярным водородом и ионами водорода II* в водном растворе: И 2,газ 2е“ <=> 2Н+ , р-р КИСЛОТЫ * Как легко показать, разность электродных потенциалов, определенных так для двух металлов, не .зависит от выбранного электрода сравнения. Действительно. Пусть абсолютные (т. е. те, которые нельзя измерить) электродные потенциалы металлов / и 2 и электрода сравнения X равны £j, £2 ” соответственно. Тогда измеренные по стандартному .электроду X потенциалы £°, — - Еу и £“2 ~ ^2~ ^х* а их разность Д£° = £j - £,, как видно, не зависит от величины £^. Поэтому было естественным принять £j^ = О для стандартного электрода сравнения. 105 А На рисунке 28.6 в качестве примера показана схема электрохимической установки для измерения электродного потенциала цинка, помещенного в раствор его соли. Электрод сравнения — водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, погруженную в раствор серной кислоты. В раствор пропускается ток водорода так, чтобы он насыщал платиновый электрод (пла-"ина хорошо растворяет водород). А Ряд стандартных электродных потенциалов . /строен относительно водородного электрода. Металлы, стоящие в этом ряду (который назьгеается также рядом активности, рядом электрохимической активности,рядом напряжений) левее водорода (с отрицательными электродными потенциалами), легче переходят в раствор, чем водород. А Обычно этот ряд изображается горизонтально, но он может быть и вертикальным. Выше (левее) всех в этом ряду находятся металлы IA и НА групп периодической системы. Поэтому они вытесняют водород из раствора — точнее, восстанавливают ионы водорода. Например, Са + 211+ = Са2+ Ч- Hgt Са - 2г- = Са2+ 2Н+ + 2е~ = Н., Перечитайте § 21.1. Стандартные электродные потенциалы простых веществ Вещество Ион В Вещество Ион В и Li+ -3,04 Pb Pb^+ -0,13 К К+ -2,92 И+ 0 Ва Ва2+ -2,90 Cu Cu2+ 0,34 Са Са2+ -2,87 Hg Hg|+ 0,79 Na Na+ -2,71 Ag Ag+ 0,80 Mg Mg2+ -2,37 Pt Pt2+ 1,19 А1 Al^+ -1,66 Au Au®' 1,50 Мп Mn^* -1,18 S s®- 0,48 Zn Zn2+ -0,76 f>2 OH- 0,40 Сг Cr3+ -0,74 h r 0,54 Fe Fe2+ -0,44 Brg Br- 1,09 Со Co2+ -0,28 CI2 СГ 1,36 Ni Ni2+ -0,25 F2 F 2,87 Sn Sn2+ -0,14 106 BA 1*. Каков электрический заряд (число!) кусочка металла схематически изображенного на рисунке 28.3? 28.4? А 2*. Электродный потенциал какого из двух металлсш из меряется по схеме, изображенной на рисунке 28.5? § 28.3. Электролиз ‘ч i 1 I 1. . Сильнейшим окисляющим, а также восстанавливающим действием обладает электрический ток. Мы уже неодно кратно упоминали процесс электролиза, в результате которого происходит разложение вещества электрическим током. А так как можно создать огромные электрические напряжения, то путем электроокислеиия и электровосста-новлеиия соответствующих ионов можно подвергать электролитическому разложению любое вещество (дающее в растворе или расплаве ионы). Рассмотрим процессы, происходящие на электродах, опущенных в раствор или расплав электролита. На рисунке 28.7, а показана схема процесса, а на рисунке 28.7, б — электролизера — аппарата, в котором загрузка q©Q0;G(^ Рис. 28.7. Схема .Kieicrnpo.'iu.ia расплава хлорш)а натрил (oOo.mwieiaiH в тексте) 107 1 проводят электролиз расплава хлорида натрия для получения металлического натрия (и в качестве побочного продукта — газообразного хлора). В электролитическую ванну опущены два электрода, соединенные с источником постоянного тока. Электрод, соединенный с отрицательным полюсом, называется катодом (Я), а с положительным — а II о д о м (Л). В межэлектродном пространстве находится жидкий электролит. В данном случае — расплав хлорида натрия. На заряженном отрицательно катоде будет происходить fipopecc разрядки (восстановления) положит(,'льно заряженных ионов — катионов натрия: Na*^ \ е' = Na Так как плотность металлического натрия меньше, чем его хлорида, он всплывает в катодном пространстве и наполняет приемник жидкого натрия (Na). На отрицательно заряженном аноде происходит процесс разрядки (но на этот раз окисления) отрицательно заряженных ионов — анионов хлора: 2С1 -2e=Cl2t Но мере расходования ионов на электродах к ним подходят новые ионы соответствующего знака и тоже разряжаются. Создается направленное движение катионов к катоду и анионов к аноду. Суммарно процесс может быть записан в виде уравнения электролиза: 1)ЛСКТ{Я)ЛИЗ 2Na‘ + 2С1 2Na f Clo В качестве еще одного примера промышленного использования электролиза рассмотрим получение алюминия электролизом расплава его оксида в криолите (см. § 21.3). В :mjM случае происходят следующие электрохимические процессы: иа катоде (которым служит графитовая ванна, см. рис. 27.1) А13 * + Зе - А1 на аноде (котчзрым служат графитовые электроды) 202 =02? 108 При проведении электролиза в водном растворе необходимо учитывать возможность у^гастия в электрохимическом процессе воды, точнее ее ионов И ^ и ОН . 1‘^ли проводить электролиз не расплава, а водного раствора хлорида натрия, то очевидно, ч-го в этом случае металлический натрий выделиться не может (он немедленно реагировал бы с окружаюп1ей водой). Поэтому на катоде происходит реакция 2Н' 4 2с (Иногда, с учетом того что вода очень слабый электролит, этот процесс выражают уравнением 2Н2О+2С =Н2? + 20Н) Таким образом, вместо металла выделяется водород. Суммарный процесс электролиза водного раствора хлорида натрия; 2Na^ + 2СГ + 2Н2О Электролиз 2Na+ 4 20Н Именно этот процесс осуществляется в промышленности для получения хлора, едкого натра и в качестве побочного, но ценного продукта — водорода (рис. 28.8). Для анионов бескислородных кислот (например, для СГ, 13г~, S2~) процессы на аноде и в расплаве и в водном растворе совпадают. В случае электролиза растворов солей оксокислот на аноде выделяется кислород в результате окисления воды: 2И20-4С- -Ogt 4 4Н^ Например, для водного раствора сульфата натрия суммарное (полное ионное) уравнение реакции электролиза: Водород Н,Т + С1,Т РасIвор Рис. 28.8. Принцип пилы III я схема электролизера для получения гидроксида наш рия, хлора и водорода электролизом водного раствора хлорида натрия 109 JL. .. !)лект[х>лиз ^ 2Na' + S0| + 2Щ0 =— 2Na* + 2H.J f SO;^ + O^T A сокращенное ионное записывается так: Электролиз 2П2О H,t ч OjT Последняя запись (}юрмально выражает просто электро-лиз воды. Сама вода неэлектропроводна и электролизу не подвергается. Но в присутствии электролита... Рассмотренный пример электролиза — обычный способ получения водорода (иногда и кислорода) в научных лабораториях. л При электролизе концентрированных растворов оксокислот или их солей на аноде окисляется анион. Так, например, получают соли хлорной кислоты в щелочном растворе: СЮ- + 201Г - 2е‘ = CIO4 + HgO л Естественно, что различные ионы разряжаются на электродах при разных напряжениях. Эти напряжения определяются электродными потенциалами, которые соответствуют напряжению окисления или восстановления данного иона в паре с ионом водорода ГП. Чем левее в ряду активности находится металл, тем большее напряжение необходимо, чтобы выделить э'гот металл из раствора. Очевидно, что количество вещества, выделившегося на электроде, зависит от количества прошедшего через раствор (расплав) электричества. В акте разряда одного однозарядного иона (например, Na\ СГ) участвует один электрон. Для разряда 1 моль таких же ионов требуется число электронов, равное числу Лвогадро — б • 10^^. Такое число электронов содержится в 96 500 Кл^ электричества. В этом и состоит суть закона электролиза Фарадея^. Зная количество электричества, * К у л о н — количество электричества, проходящего по проводнику за 1 с при силе тока в 1 А. Напоминаем вам это сЕшдение из курса физики. ^ М. Фарадей (1791—1867) — английский физик, сшдавший учение об электромагнитном поле. Открыл законы электролиза и другие ())ундаментальные ^жзические законы и яв.ления. Это им предложен термин «ион», т. е. идущий. 110 прошедшего через раствор (т. е. зная силу тока и время), можно рассчитать количество выделившегося вещества. Таким образом, для выделения 1 моль натрия из расплава его соли (или гидроксида) необходимо израсходовать 96 500 Кл. Для выделения 1 моль хлора необходимо израсходовать 2 • 96 500 Кл и т. д. (Чтобы вы могли составить себе представление об этом количестве электричества, приведем такой пример: при ударе в почву молнии с высоты 300 м расходуется 150—300 Кл электричества.) 1. Что такое электролиз? А. 2*. На рисунке 28.7, а ионы натрия и хлорид-ионы нарисованы с соблюдением масштаба. Вспомните, как изменяется размер атома при движении по периоду в таблице Д. И. Менделеева слева направо и сопоставьте это с рисунком. Нет ли здесь противоречия? 3. Почему положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные — анионами? А 4*. Что является движущей силой направленного движения ионов к электродам в процессе электролиза? 5*. При проведении электролиза хлорида натрия (не раствора!) необходима температура выше 801 °С. Что это за температура? 6*. Электролиз расплава оксида алюминия в криолите проводится при температуре около 1000 ”С. Какая химическая реакция происходит при этом на графитовом аноде? Что на самом деле образуется? 7. Какие процессы происходят на электродах при электролизе расплава хлорида кальция? А 8. Какое вещество выделяется на катоде при электролизе расплава бромида калия? А водного раствора этой соли? 9. Напишите уравнение реакции натрия с водой. Является ли она окислительно-восстановительной? Если да, то составьте электронно-ионное уравнение. Укажите окислитель и восстановитель. Если нет, то вспомните определение окислительно-восстановительных реакций. 10. Где в ряду активности металлов находятся металлы, которые не могут быть получены при комнатной температуре электролизом водных растворов их солей? Где в таблице Д. И. Менделеева находятся соответствующие химические элементы? А 11*. Может ли быть получен алюминий электролизом водного раствора его сульфата? Если да, то почему в промыш- i 111 ленности подвергают электролизу не этот раствор, а раствор оксида алюминия в расплаве криолита? Если нет, то почему не реагирует с водой алюминиевая кастрюля? 12*. У катода или анода накапливается щелочь при электролизе водного раствора хлорида натрия? 13. Какое вещество выделяется на катоде при электролизе водного раствора серной кислоты? а на аноде? 14. Какое вещество выделяется на катоде при электролизе водного раствора гидроксида калия? а на аноде? 15*. Рассчитайте, какое количество кислорода получилось при электролизе водного раствора карбоната калия, если при этом на катоде выделилось 10 л газа. Какой это газ? 16Т. Водород не может быть получен электролизом водного раствора вещества А) KI Б) CuSO^ В) H2SO4 Г) NaOII I7T. Кислород может быть получен электролизом водного раствора вещества А)К1 Б)Сп804 B)H2S DCallsOII 18Т. При наименьшем напряжении в водном растворе будет разряжаться катион A)Fe^+ Б)Сп2+ В)Сг^^ r)Ni2+ 19Т. При наибольшем напряжении в водном растворе будет разряжаться катион A)Fe2 * Б)Си2' В)СгЗ+ Г) Ni2+ 20т. При электролизе воды для получения водорода и кислорода для повышения электропроводности раствора к воде следует добавить А) NaCl Б) КОН В) CuSO^ Г) глюкозу < 21Т. На аноде не выделяется кислород при электролизе водного раствора вещества А) NagSO^ Б) НагБ В) NaOH Г) NagCOg 22*. Что такое моль? {Для тбывших — см. § 3.6.) 23. Сформулируйте закон электролиза Фарадея. ' 24*. МГУ97. При пропускании постоянного тока силой 6,4 А в течение 30 мин через расплав хлорида неизвестного металла на катоде выделилось 1,07 г металла. Определите состав соли, которую подвергли электролизу. Глава 29 ^ЭЛЕМЕНТЫ § 29.1. Общие свойства d-элемептов С rf-элементами, т. е. химическими элементами, в которых каждый следующий электрон занимает одну из d-AO предпоследнего энергетического уровня, вы познакомились в § 21.5—21.8. {Обязательно перечитайте § 21.5—21.6, в которых рассмотрено электронное строение атомов этих элементов и проявляемые ими валентности.) Кроме того, в предыдупдих главах при рассмотрении общих вопросов химии или химии отдельных элементов мы часто приводили примеры химических реакций с участием соединений этих элементов, в частности меди, серебра, цинка, хрома, марганца. А железу были целиком посвящены § 21.7—21.8. В этой главе мы постараемся несколько расширить ваши представления о свойствах cf-элементов. Итак, общим для rf-элементов, или переходных* элементов, или элементов В-грунп периодической системы (это всё синонимы) являются следующие положения. 1. Электронное строение этих элементов определяется последовательным заполнением d-AO, как показано на рисунке 29.1 на примере переходных элементов 4-го периода периодической системы. Напомним, что заполнение .элект- ’ «Переходными* d-элементы называются так. поскольку в их Электронном строении осуществляется «переход* от А-элементов — металлов к А-элементам — неметаллам. Иногда в учебной литературе неп1)авильно называют переходными химические элементы, которые образуют прос1Ъ1е вещества — полупроводники (Si, Cie и др.), т. е. якобы занимают промежуточное, «переходное» положение между ме-'таллами и неметаллами. О ра;«шчии между псюледними см. § 13.2 и 16.3. 8 Зек. №433 гузей 113 о. со о й" й 114 g- ронами атомных орбиталей определяется двумя противоположно действующими факторами. С одной стороны, притяжение ядра вынуждает электроны занимать АО с самой низкой энергией (в данном случае речь идет о 3d АО). С другой стороны, вследствие взаимного отталкивания электронов они стремятся занять как можно более далекие друг от друга АО (здесь это 4s-AO). В каждом конкретном случае преобладает тот или другой фактор. Но предсказать, какой именно, мы не можем на школьном уровне знаний. 2. Валентными являются атомные орбитали: {n-\)d , ns- и пр- (в с.тучае элементов 4-го периода это 3d , 4б- и 4р АО), всего девять АО. Большое число валентных АО обеспечивает возможность образования большого числа химичо-С1СИХ связей (проявление разных ва.ттентностей) и тем самым обусловливает разнообразие соединений. Особенно склонны d-элементы к комплексообразоваиию. 3. Все простые вещества, образованные d-элементами, — металлы. ■i О 5-; с Г-» t; С S 3 с. 3 с. й. а м S 1Т. Переходным элементом является А) Ag Б) А1 В) Са Г) Si 2*. На рисунке 29.1 изображены энергетические диаграммы двух атомов непереходных элементов. Каких? С какой целью они приведены? 3*. Из элементов В-групп 4-го периода укажите те, в атомах которых на внешние электроны сильнее действует притяжение ядра, чем отталкивание электронов, находящихся на 3-м энергетическом уровне. 4. Какие электроны (электроны на каких АО) и сколькс) являются валентными в атоме Ti? « 5*. ММА95. Используя цинк, соляную кислоту и вод- ный раствор сульфата железа (III), получите шесть веществ в чистом виде (не прибегая к электролизу). Напишите уравне ния реакций. ® 6*. МШ'УЭб. Напишите уравнения реакций следующих превращений: железо -> оксид железа (III) -> сульфат железа (111) —» гидроксид железа (111) нитрат гидроксожелеза (III) нитрат железа (ПН. 7*. МПГУ96. Напишите уравнения реакций следующих превращений; железо —> хлорид железа (III) -> гидроксид железа (III) оксид железа (III) —> железо хлорид железа (II). 8* 115 mm Г § 29.2. IB группа В таблице 29.1 приведены некоторые свойства атомов и простых веществ элементов 1В группы — металлов меди Си, серебра Ag и золота Аи. Таблица 29.1 Характеристики элементов IB группы Элс.мент' Строение валентного У]ЮВНЯ " Л Радиус агома^, пм Г Энергия ионизации. эВ Проявляемые ва.пентности (степени окисления) Температура плавления, С 128 7,7 1,Т1(1 1, 12) 1083 1 И 7,6 1(11) 960,5 7„AU 144 9.2 III (13) 1003,4 Мы видим, что простые закономерности, наблюдаемые для элементов А-групп, здесь отсутствуют. Некоторые свойства, 8 частности важнейшее д.ая нас -- химическая активность, изменяются в противоположном направлении {вспомните, как изменяется химическая активность щелочных металлов при движении по группе сверху вниз), а именно — она понижается. Из элементов IB группы в ряду активности раньше всех стоит медь и позже всех — золото. Не случайно б .ч а г о р о д н ы е, т. е. не корродирующие в земной атмосфере металлы, принадлежат 5-му и 6-му периодам {найдите в таблице Д. И. Менделеева благородные металлы). Мы не будем здесь рассказывать о физических свойствах метал.пов группы и об их применении. Они хорошо ' Индекс вии.зу слева при символе .химического элемента указывает заряд ядра его атома и, следовательно, число электронов в атоме. Оп, естественно, равняеатя номеру элемента в таблице химических элементов Д. И. Менделеева. " Elite раз напомним, что 1 нм = 1000 нм. Б настоящее время для величин атомных масштабов происходит постепенный переход единиц измерения от нано.метров к более удобным (нет десятичных знаков в числе) пикометра.м. 1 16 известны. Подчеркнем только, что высокая электропроводность обеспечивает .этим металлам ведущую роль в электротехнике. А чрезвычайно высокая химичсч;кая (следовательно, коррозионная) стойкость золота делает его незаменимым материалом для электрических контактов в элсктриче(;ких цепях современных электронных приборов (улект{)ониая аппаратура возвращаемого космического корабля содержит несколько ки.чограммов золота). Медь. Как и другие металлы IB группы, медь стоит в ряду активности правее водорода и поэте>му не вытесняет ei'o из кислот (не окисляется ионом И^). flo реагирует с кислотами-окислителями: Си 1 SO2T 1 2Н2О Си 1 4ITN0., 3. КИПП Cu(NO.^)2 I 2NO2T 1 2IJ2O г (ki 2с - Си 2Н NO3 -Н 2И' г е N0.2 Си I 2N0.J 1 -=Сц2' ‘ 2NO2 ^ 1 2N0. + 2N0,^ Си 1 4HN0g - Cu(N0g).2 f 2NO2 t- 2Щ0 При действии щелочей на растворы солей меди выпадает осадок малорастворимого слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II): Сц2' I 20Н - Си(0П)2Ф Уже при не очень сильном нагревании это основание (как и все другие) раз.пагается на основный оксид (>иО (черного цвета) и воду. *. И гидроксид меди, и оксид легко расчворяются в растворе аммиака, так как при этом получается комплексное соединение ярко-синего цвета (образование которого может служить качественной реакцией на ион меди Си^' Сп(0Н)2 + 4NM3 - Cu(NHg)f I 20И' Катион тетраамм1гнмсли (И) 117 Серебро. Как и медь, серебро стоит правее водорода в ряду активности и, как и медь, растворжугся только в кислотах-окислителях — серной, азотной’ и др. Уравнения соответствующих реакций вы можете написать сами, единственным отличием их от уравнений реакций с у’шстием меди будет валентность серебра (I) {нагляните также в § 25.2). В отличие от гидроксида меди гидроксид серебра .AgOH (белого цвета) является сильным основанием (поэтому соли серебра не гидролизуются). Однако это очень неустойчивое соединение и разлагается на оксид и воду уже в процессе получения: 2AgNOg f 2NaOH = AggOJ. f H-,0 t 2NaNOg Бурый Из солей серебра отметим хорошо растворимый в воде нитрат серебра AgNOg и плохо растворимые хлорид AgCl (белый), бромид AgBr (желтоватый) и иодид Agl (коричневатый). Таким образом, галогенид-ионы могут служить реактивами на ион серебра. » Как и медь, серебро образует прочные аммиачные комплексы (только в отличие от меди с КЧ = 2). По.этому и оксид, и хлорид серебра легко растворяются в растворе аммиака: AgCl + 2NH3 = Ag(NHg)^ + СГ .л. Однако в водном аммиаке не растворяются бромид и иодид серебра в отличие от хлорида. ■1 Эти две соли используются в фотог7)афическом процессе, так как разлагаются под действием света. Соль, оставшаяся в участках фотоматериала (пленки, бумаги), на которые свет не попадал, извлекается с помшцью «закрепи- * Обработав разбавленной азотной кнс.чотой осколки сосуда Дьюара из разбитого термоса, вы можете иметь в качестве лабора торного реактива нитрат серебра. Д. Дьюар (1842—1923) — английский физик и химик. В 1898 впервые получил жидкий водород. В том же году изобрел ссх-уд, названный его именем. Эт-от сосуд представляет собой колбу с двойными посеребренными изнутри стенками, из пространства между которыми выкачан всюдух. 118 теля» — раствора тиосульфата натрия NagSgOg’, с которым серебро образз'ет более прочные комплексы, чем с аммиаком: AgBr I 2SgO| - = Ад(820з)| t Br Золото. Характернейшим свойством золота является его химическая инертность. Этот металл не растворяется в кислотах, в том числе и в таких кислотах-окислителях, как конценгрирован-ные серная и азотная. Лишь «царская водка» (смесь концентрированных соляной и азотной кислот в отношении 3:1) действует на пего: Ап HNO3 I 4IICI П(АиС1 J I NOT 2II2O ^ В этой реакции к окисляющему действию азотной кислоты прибавляется образование комплекса, понижающее концентрацию ионов и смещающее тем самым равновесие реакции вправо. В) 10 » м Г) 10 -12 М 1Т. 1 пм равен Л) 0,001 (10 3) м В) 0,000001 (10 м 2Т*. 1 эВ — это A) ионизационный потенциал Б) единица количества электричества B) 10-23 в 1’) энергия, которую 1Ц)иобретает э.зектрон, пройдя разность потенциалов в 1 В ЗТ. Энергия ионизации — это энергия A) которая расходуе'гся на превращение атома в ион B) отрыва одного электрона от нейтрального атома В) выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому Г) электроотрицательности атома 4*. Чему равна максималгшая валентность, проявляемая химическим элемен’гом, в соответствии с его положением в нериодкческой системе элементов? Как это правило согласуется г валентностями эле.ментов 1В группы? 5. Составьте электуюино-ионные уравнения реакций, происходящих при взаимодействии меди с концентрированной ^ Это соль т и о с е р н о й к и слот ы HgSgOg; ее молекула Имеет то же строение, что молекула серной кислоты HgSO^, в которой один из атомов кислорода за.менен на атом серы. 119 серной кислотой. Напишите сокращенное ионное уравнение реакции. ^ 6. Напишите уравнение реакции, происходящей при взаимодействии меди с разбавленной азотной кислотой. Кислота в этом случае восстанавливается до NO. ■*' 7. При постепенном приливании водного раствора ам миака к раствору сульфата меди (И) вначале выпал голубой осадок, котор»>1Й затем растворился с образованием рас;твора нрко-си}1его цвета. Напишите уравнения происходящих р<^-акций. 8*. При постепенном приливании водного раствора ам миака к раствору нитрата серебра (1) вначале выпал осадок ... цвета, который затем растворился, образовав так называе мый «а.ммиачыый раствор оксида серебра». Напишите уравнения пртюходящнх реакций. 9*. Чему равно КЧ серебра в его аммиачном и тиосульфатном комплексах? А 10*. ММА96. С какими из перечисленных ниже веществ, находящихся в водных растворах, будет реагировать медь; хлорид алюминия, сульфат же.леза (III), метанол, хлороводо-род? Напишите уравнение }>еакции. * 11*. МГУ96. Напишите уравнения реакций, соответст- вующие следующей схеме: 12 AgCl Ag 2 >7 Ag,0 AgNO. n [Ag(NIl3)2l2SO, --- Ag^SO,"^-------CgHgAg 10 > [Ag(NH3)2]OH 6 * 12*. МГУ96. Напишите уравнения реакций, соответгт вующие с.тедукпцей последовательности превращений: Сп^О -о X, CuSO^ -7 Х.^ -> (Й1С1.2 —> Хд -> Си^О Определите неизвестные всвдества. 13. !У1111’У96. Напишите уравнения {жакций с.ледующих превращений: (?п80,, Си (aiO -> CuC’lg CiUOH)^ Cu(0H)N03 -7 Cu(N03)2 120 § 29.3. IIВ группа Из элементов этой группы мы рассмотрим только уже знакомый нам цинк. Как вы знаете, это металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Найдите положение цинка в ряду активности металлов. Вы видите, что это один из активнейших металлов. Вместе с тем он обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности тонкой, но плотной оксидной пленки, изолирующей цинк от контакта с кислородом воздуха и водой. Как вам тоже известно, цинк вытесняет водород из кислот; Zn f 2Н^ = Zn2+ -I- Hgt И снова известный вам факт — гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. Поэтому при постепенном приливании раствора хцелочи к раствору его соли выпавший вначале осадок растворяется (полная аналогия с поведением алюминия): ZnSO^ 4 2NaOH = Zn(OH>2i + Na2S04 Белый Zn{OH>2 + 2NaOH = Na2lZn(OH)4] 1. Где используется способность цинка вытеснять водород из кислот? Напишите уравнение соответствующей реакции. 4 2Т. Водород не выделяе'гся в редакции цинка с водным раствором А) NaOH Б) НС1 В) HNO3 Г) HgSO^ 3. Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций, демонстрирующих кислотные и основные свойства оксида цинка. 4. Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций, демонстрирующих кислотные и основные свойства гидроксида цинка. 5. Охарактеризуйте явления (напишите соответствующие ионные уравнения реакций), которые последовательно будут наблюдаться при постепенном приливании избытка раствора щелочи к раствору соли цинка, а затем избытка соляной кислоты к полученному раствору. 121 X 6*. Сравните наблюдаемые явления и соответствующие уравнения химических реакций, происходящих в процессе приливания, с одной стороны, раствора аммиака к соли меди и, с другой стороны, раствора щелочи к раствору соли цинка. В чем сходство и в чем различие? Что является причиной растворения осадка в каждом случае? 7*. ММА96. ^iepea 50 мл раствора Na2[Zn(OH)4] с концентрацией 0,05 моль/л пропустили 61,9 мл углекислого газа (100 кПа, 25 Х). Вычислите массу выпавшего осадка. т 8*. ММА96. Через водный раствор тетрагидроксоцинката натрия пропускают постепенно бромоводород. Какие вещества могут одновременно находиться в системе (приведите пять возможных комбинаций)? 9. МШ'УЭб. Напишите уравнения реакций следующих превращений: Zn ZnO -> Кп(ОИ)2 ^ NagZnOg I Na2[Zn(OH)J # 10*. ММА96. В сплаве алюминия с цинком массовая до- ля более легкого металла равна 0,4. Какой объем водорода (30 “С, нормальное атмосферное давление) выделится при обработке 560 мг такого сплава избытком концентрированного раствора щелочи? » 11*. ММА96. Массовая доля цинка в его сплаве с медью равна 25%. Какую массу 40% -ного раствора гидроксида натрия нужно взять для выделения меди из 150 мг этого сплава? § 29.4. Хром и марганец Хром и марганец дают удобный пример показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода непринципиально. Практически происходит лишь количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных АО. Оба металла стоят в ряду активности левее водорода и вытесняют его из растворов кислот: Сг + 2Н^ = Сг2* 4- HgT Мп 4 2Н-^ = Мп2+ 4- Н^Т 122 При добавлении раствора щелочи к полученным растворам образуются осадки оснований состава М(0Н)2'. Их особенностью является то, что они быстро окисляются кислородом воздуха и их можно получить только из j)aCTBO-ров, освобожденных от кислорода и не контактирующих с воздухом. При окислении гид1юксидов М(ОН)2 получаются ам(1ю-терные гидроксиды М(ОН)д: 4Сг(ОН)2 +^02 + 2Н2О = 4Сг(ОН)з 2Мп(ОН)2 + О2 4 2Н2О = 2Мп(ОН)4 Им соответствуют амс]ютерные оксиды СГ2О3 и МПО2. Оксиды и гидроксиды этих элементов, находящихся в высших состояниях валентности (в высших степенях окисления), которые соответствуют номерам их групп, проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты Н2СГО4 — хроматы в кислой среде превращаются вдихроматы — соли д и х р о-мовой кис.лоты Н2СГ2О7, которая уже упоминалась в § 25.4 как пример поликислоты, аналогичной пирос}юс-форной. В щелочной среде идет обратная реакция: 2СгО|^ 4 2Н* <=^ CrgOf- 4 Н2О Желтый Оранжевый СГ2О2 4 20Н-2СгО| fH20 А Характерным свойством соединений хрома (VI) и марханца (VII) является их высокая окислительная способность, которая широко используется в лабораторной практике. Приведем типичные уравнения реакций. Сначала укажем общее правило, которым нужно руководствоваться во всех случаях при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций; в ки('лой среде образуются катионы, в щелочной — анионы, в нейтральной среде — амфотерные соединения, л Начнем с реакций, протекающих в кислой среде. При этим заметим, что кислотность следует создавать кислотой, кото- ' М — ствндар'пюе обозначение катиона металла. Использовавшееся ранее (.«бозначение Ме теперь сохраняют д.зя г.тетпльной группы СНу. 123 рая сама не может участвовать в окислительно-восстановител». ной реакции, т. е. не обладает ни окислительными свойствами (как, например, HNO.^), ни восстановительными (как, например, ПС1). Fi качестве такой кислоты, как правило, выби1)ают серную. KgCr/).^ 4 Nal f -> Cr^' t CrgOf 4 I'll!* + 6c - 2 Cr'^' I ТПД) 21 - 2c - 1., Cr.p‘j t r 61 - 2 Cr^' I 711/4 + .'51, f 2K* t 7SO| + 6Na' + 2K' 4 7SOjr 4 6Na’ K^Cr/).f 4 7H/?0^ +6NaI=- Cr/S04)., f 7II2O 4 З!^ 4 SNa^SO^ I K.^SO., KMiiO^ 4 Na^SO,, 4 H^SO^ ^ Mn^' 4 SO| M11O4 + 8IF+ 4 5c- = Mii2+ 4- 4II2O SO 'i 4 FlgO - 2c = SO| + 21Г 2МПО4 4 16F1' 4 5SO| + SllgO = 2Mn2' + 811^0 4 SSOf + lOIl* 2МПО4 4 6H^ 4 5S0|- - 2Мц24 4 SHgO 4 5S0| f 2K* F 3SO|- + 10Na-^ t 2K+ 4 3S0|' + lONa-» 2КМП0,, 4 3H2SO4 4 5Na2S03 = 2Мп80з 4 ЗН2О t SNagSO., 4 K2SO,, A При составлении уравнений реакций, протекающих в н е й т рал иной среде, необходимо учитывать, что в левой части уравнений не должно быть ни ионов И', ни ОН . К2СЮ,, 4 Nal 4 HgO ^ Сг(ОП)з4- 4 l2>l 2CrOiJ + 8HgO 4 6с = 2Cr(0II)., + ЮОП' 21 2с = J, 2Сг02 4 8Н2О 61 = 2Сг(ОН)з 4 гООП 4- 31^ 4 4К ' 4 6N;H ( 4К* 4-6Na" гКаС’гО,, + 8II2O 4 6NaI - 2Сг(011)зХ 4 4K0TI )■ 6NaOIl4 31,-! Зеленый 124 КМпОз 4 NagSO., + Н2О -> MnO^i + SO^ M11O3 4 2II2O 4 3c - MnO^ 4 4011 SOf 4 llgO- 2c =SOf 4 211* 2M11O4 f 4II2O 4 3S0| f 31120= 2M11O2 4 8011 4 3S0| f 611 ‘ 2MnO, ♦ 7II2O *- 3S0| = 2M11O2 I 6H2O I 3SO| 4 2011 2MnO, 4 II2O 4 3SO| = ZMiiOg 4 5SOf 4 2011 4 2K' 4 6Na^ t2K* 4 6Na4 2KMnO^ 4 П2О 4 3Na2S03 = 2Mn02i 4 3Na2SO,, 4 2K011 Бурый A В уравнениях реакций, протекающих в щелочной среде, *ни слева, ни справа не должно быть ионов Н'. » 2 "з К2СЮ3 4 Nal -> Сг(ОН)./ 4 Igi СгО^‘ 4 4II2O 4 Зс- = Сг(ОН)., 4 4011 2Г - 2с = I, 2СгО|- 4 8Н2О 4 6Г = 2Сг(0П),, 4 80Н 4 3I2 i 4 4К< 4 6Na' 4 4К* 4 6Na-* 2К2СГО4 4 8Н2О 4 6Nal = 2K(Cr(OH)J 4 2К0Н 4 6NaOH 4 . Зеленый раствор KMnO^ 4 NagSO,, i NaOII MnO^^ 4S0| 1% 2 MnOj 4 c = MnO|' 1 SO| 4 20H--2c- = S02 4 Щ0 J 2M11O4 4 S0|' r 201Г = 2MnO'f 4 SOf- e 4 2K" 4 2Na' 4 2Na^ 4 4Na+ 4 2K* 2KM11O4 4 Na2S03 4 2Na0H = 2Na2Mn03 4 КзЗО,^ 4 H2O Изумрудно- зеленый 125 1 1. Напишите уравнение реакции хрома с кислотой. 2. Напишите уравнение реакции марганца с кислотой. 3. Напишите уравнения реакций оксида х[юма (1Н) с кис ЛОТОН и щелочью. В случае затруднения обратитесь к соотве-! стпующим реакциям оксида алюминия, реагируюп;его так жс- 4. Напишите уравнения реакций гидроксида хрома (Ш' с кислотой и 1целочыо. 5. Напишите формулы высших оксидов хрома и мар ганца. 6*. В тексте naparpati)a сказано, что окислительная спс собность соединений хрома (VI) и марганца (VII) используете^ в лабораторной практике. А почему не в иромыш.11ениссти? 7. Как изменится окраска раствора дихромата кали/» при добавлении к нему раствора щелочи? .f. 8*. Хромовая кислота в свободном виде не существует Как вы считаете, почему? ♦ 9*. Больше или меньше 7 pH водного раствора хромата калия? ^ 10. Больше или меньше 7 рП водного раствора дихрома- та калия? 4). 11*. ММА96. К водному раствору нитрата хрома (HI) до- бавляют постепенно концентрированный раствор гидроксида натрия. Какие вещества могут одновременно находиться а системе? Приведите 5 возможных комбинаций. » 12*. ММА96. К 3,92 г сульфата хрома (Ш) добавили 2 г гидроксида калия. Какую массу гидроксида калия надо еще добавить, чтобы получить прозрачный раствор? <)1 13*. ММЛ96. С каким из перечисленных ниже веществ, находящихся в подкисленных водных растворах, будет реагировать нитрит калия: дихромат калия, хлорид алюминия, этиленглико.ць, сульфат железа (III)? Напишите уравнение реакции. « 14*. ММА96. С какими из перечисленных ниже веществ, находящихся в водных растворах, будет реагировать дихр{)мат каиия в подкисленном растворе: сероводород, аммиак, нитрат меди, бензол? Напишите уравнение реактц1и. ^ 15*. ММА96. С какими из перечисленных ниже вещее тч будет реагировать перманганат калия в подкисленном во/ци»' растворе: сульфат натрия, бромид аммония, фосфат калышя, этан? Напишите уравнение реакции. 16*. МГУ96. Напишите уравнения реакций, соответп-вующих следующей пос.педовательности превращений: Мп -э X, Mn(NO»^)2 Xg ^ KgMnO,, ^ Хд -э Мп 126 д Ji 17*. МГУ96. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме; КСгО, <- 9 1 12 Cr(OH)g KgCrO, 10 11 Кз(Сг(ОН)б) Ф 8. CrClg ^ KgCrgO, Сг2(80,,)з Глава 30 ЗАКЛЮЧИТЕЛЬНАЯ § ЗОЛ. Итоги Попробуем очень кратко сформулировать, что же вы должны были узнать и, надеемся, узнали, закончив курс неорганической химии. Со времен Д. И. Менделеева, начиная с издания в 1869 г. его знаменитого учебника «Основы химии» (рис. 30.1), курс неорганической химии строится на основе открытого им периодического закона, отражением которого является периодическая система химических элементов и соответствующая таблица. Современная с)юрма таблицы Д. И. Менделеева приведена на первом форзаце настоящего учебника, а на рисунке 30.2 — 1877 г. Периодический закон явился основой развития учения о химических элементах, о свойствах соединений и веществ. Он сыграл огромную роль в развитии химии как науки. В настоящее время теоретической основой химии служит квантовая химия, которая дает возможность рассчитать свойства молекул, и веществ, исходя из электронного строения атомов химических элементов, образую- основы ЧАСТЬ пегалА, сь 1Я>йгъ полкт1апж«мъ с пегХРЬУРП» Рис. 30.1. Титульный, лист первого издания учебника Д. И. Менделеева «Основы химии» 128 Л щих данную молекулу или вещество. И таблица Д. И. Менделеева, являясь замечательным справочником по электронному строению атома, продолжает служить основой у^гебных курсов. Наш курс также построен на этом принципе. Мы показывали, что химические свойства того или иного элемента зависят от двух факторов: электронного строения атома, определяюще1'о проявляемые им валентности (в значительной степени это количественный фактор), и размера атома, от которого зависит характер образуемых им химических связей (энергия, полярность) и, следовательно, свойства соответствуюгцих веществ. Мы подчеркивали, что чем больше радиус атома, тем менее прочные химические связи он образует, тем менее устойчивы и потому более реакционноспособны соответствующие соединения, что проявляется в их окислительновосстановительной активности. Покажем это на примере. При переходе от элемента к элементу сверху вниз по группе периодической системы размеры атомов А-групп увеличиваются, так как возрастает ПЕРЮДИЧЕСКАЯ СЙСТЕЙА ХйНИЧЕСКИХЬ 31ЕЙЕНТ0В1), ОСНОВАННАЯ 1СА ИХЪ АТОШЮМЪ BtC* И химичккомъ сходствь. грша I II Ш ir 1 VI TII Till RB« КП» RH» Rfl (R’B). Boeo)jO|iKiiiRcoex* RO* R*0> (RO*) Высшее кисгор. eocX' 1. in — 2. U 7 Be 9|« В n C 13 N 14 0 18 F » 3. 73 N« 21U; 27^3 A1 S8 &i 31 P 32 S 35^ Cl 4. в 39 c* to ? U Ti 48 V 51 Or 83 Un S5 Fe 56, Co 59, N1 59, Ca 63 5. (63 С») eszn 680» 72 7 75 Af 38 6» 60 Br в. Rb85 6r B7 Tt 68 Zr So Mb 94 Ud 9e ? ICO Ral04, Р.Ы04, PI 106, Ak1C8 7. (lOeAg) 112 Cd 1131» 118 Sd 122 Sb 125 Те 127 3 8. с*ш Ba 137 L»?138 C«139 Di?l42? — 9. 1 10* — _ Er 136 t 160 Та 162 W 164 i 190 Os 163* 1г1Эб, Ptl97, AulS7 ц. (197 Ad) SDOHg 104 T) 207 Pb 208 Bi — — 18. ! — — - тьт f 237 c ao Рис. 30.2. Таблица химических элементов Д. И. Менделеева. Вариант 1877 г. 9 Зак. Nfi 433 Гуэем 129 число энергетических уровней, занятых электронами. В результате прочность образуемых ими химических связей уменьшается. Поэтому бромная кислота ПВгО. более сильный окислитель, чем хлорная НСЮ^. Селеновая кислота H2SeO^ — более сильный окислитель, чем серная H2SO4. (Если концентрированная серная кислота растворяет лишь серебро, то селеновая растворяет золото.) Точно так же фосфин РИ3 — бо.пее си.льный восстановитель, чем аммиак NHg. От размера атомов зависит их способность образовывать атомные, ионные или молекулярные вещества. Размером атома определяется принадлежность атомного вещества к металлам или неметаллам. Таблица Д. И. Менделеева позволяет проследить эти закономерности для всех химических элементов. На схеме приводится «Классификация веществ» (с. 131) как обобщение пройденного вами материала по химии элементов и их неорганических соединений. 1*. Какое вещество является более сильным окислите-лем — PbOg или SnOg? 2*. Какое вещество является более сильным восстановителем Sbllg или Billg? § 30.2. Комплексные задания Мы завершаем наш учебник набором конкурсных заданий, которые предлагались при поступлении в вузы. Эти задания являются комплексными и с большим трудом могли бы быть отнесены к отдельному параграфу. Многие из этих заданий взяты из книги Н. Е. Кузьменко, В. В. Еремина, В. А. Попкова «Химия для школьников старших классов и постзшающих в вузы» (М.; «Дрофа», 1995), которую мы рекомендуем для тех, кто твердо решил поступать в вуз. I*. М1'У96. Т^ак, используя один реагент, различить СпО. *? ZnO, Си, Zn? Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите их признаки. 130 1 ш к 0 1 ш ш о: s d* cd Ъ£ •©- S О о CO 5 9* 131 n ! 2*. МГ^ 96. Как, используя один реагент, раази»шть ПВг, NaF, КОН, AlClg? Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите их признаки. 3*. МГУ96. По данным электронографического эксперимента межъядерные расстояния в молекуле NFg равны: r(N — р') = 0,137 нм, KF—F) = 0,213 нм. Определите, какую геометрическую фигуру образуют ядра атомов в этой мо.ие-куле. Установите тигг гибридизацни центрального атома. 4*. МГУ96. Предложите способы получения алюминия и серы из сульфата алюминия. Напишите уравнения соответствующих реакций. 5*. МГУ96. Вычислите объемные доли г азов в смеси, образовавшейся ггри действии горячей коггцентрироваггной сер-ггой кислоты на хлорид хрома Ci'Clg. 6*. МГУ96. Плотность смеси кислорода с озоггом по водороду равна 18. Определите массовые до.чи газов в смеси. 7*. М1'У96. Напишите уравггения указанных ниже реакций, приведите схемы электронного или электронно-иоггггого баланса: а) S«2^ б) P^Sg -Ь КдСГдО^ 4 HgSO^ ^ 8*. МГУ96. Известно, что 40 мл раствора, содерлсащего нитрат меди (II) и серную кислоту, могут прореагировать с 25,4 мл 16,02%-ного раствора гидроксида натрия (гглотность раствора 1,18*), а пхюкаливаиие выпавшего при этом осадка дает 1,60 г твердог о веггдества. Вычислите концеггтрапии (в моль/л) ггитрата меди (II) и се1)ной кислоты в исходном растворе, а также об'ьем газа (при н. у.), который выделяется при внесеггии 2,5 г порошкообразной меди в 40 мл этого {гаствора. 9*. M1V1A95. Насьпгденный ггри О ‘'С раствор суль<))ата калия массой 100 г ггаходится в равновесии с большим количеством твердого сульфата калия. На сколько граммов увеличится масса раствора при нагр«?вании его до 50 °С? В 100 г воды растворимость сульфата калия равгга: при 0 '"С — 7,35 г, при 50 “С — 16,6 г. 10*. ММА95. Напишггте уравггение реакции, протекающей между дихроматом гсалия и оксидом фосфора (ill) в водном растворе. * В случае, еслгг при величине плотности единица измерения не указана, c^бычнo подразумевается г/см'^. 132 1 И*. ММА95. Напишите уравнение реакции, протекающей между иодом и оксидом серы (I V) в щелочном растворе, 12*. ММА95. Напишите уравнение реакции, протекающей между бромидом меди (1) и концентрированной серной кислотой. 13*. ММА95. Выберите три вещества, с помощью которых можно получить серу, иод и хлорид калия. 14*. ММА95. При добавлении к водному раствору вещества А раздельно аммиака, сульфида натрия и нитрата серебра образуются белые осадки, причем два из них одинакового состава. Что представляет из себя вещество А? 15*. ММА95, Необходимо приготовить 1 кг 20%-ного раствора соли. Какая масса ее кристаллогидрата и воды потребуется для этой цели, если известно, что в 239,.5 г этого кристаллогидрата соли содержится на 79,5 г больше, чем воды? 16*. ММА95. Нри обработке смеси карбоната и гидро-карбоната натрия общей массой 3,8 г избытком соляной кислоты выделилось 896 мл газа (н. у.). Установите молярный состав исходной смеси. 17. М11ГУ96. Напишите уравнения реакций следующих превращений: NaCl ИС1 ^ AlClg А1(ОН),, Al^Og I Clg —> KeClg —> Ke(OH)g —г IcgOg —> le 18. МШ'УЭб. Напишите уравнения реакций следующих превращений: НС1 -> CL FeCL Fe(NO,)g Fe.O, Fe(OH)g II Fe FeClg 19. МНГУ96. Напишите уравнения реакций следующих превращений: FeSg-^ SOg SOg HgSO., -> C11SO4-4 Cu(NOg)2 СнО Си т ' ' S 20*. РХТУ96. Напишите уравнения реакций: 1) гидролиз NagSOg 2) КМпО. I К1 3) Fe f Cl.g — 4) NII4NO3 — 133 21*. МГАТХТ91. В раствор сульфата меди (И) (объем раствора 159,6 мл, массовая доля соли 15%, плотность раствора 1,20 г/мл) опускают цинковую пластинку массой 19,52 г. Рассчитайте массу (в граммах) пластины после осаждения на ней меди. 22*. МГАТХТГ96. При обжиге 22 г сульфида неизвестного металла со степенью окисления (II) выделился газ, который может обесцветить раствор, содержащий 40 г брома. Определите металл. 23*. РХТУ96. Обработали 0,92 г смеси цинка и алюминия избытком серной кислоты. При этом выделилось 0,56 л (н. у.) газа. Установите состав иcxoдiloй смеси металлов в % (масс.). 1 Глава 31 ПРАКТИЧЕСКИЕ ЗАНЯТИЯ. ЛАБОРАТОРНЫЕ ОПЫТЫ* Практические занятия Практическое занятие М 1 ТИТРОВАНИЕ РАСТВОРА ЩЕЛОЧИ КИСЛОТОЙ Задание. На этом занятии вам предстоит провести процесс титрования раствора гидроксида натрия соляной кислотой. Соблюдайте правила техники безопасности (п, 21, 24, 33). Оборудование. Бюретка с маленькой воронкой, пипетка, два химических стакана, стеклянная палочка, лабораторный штатив, фар(|)оровая чашка, стеклянная воронка, спиртовка (горелка), спички. Вещества. Лакмусовая бумага, индикатор в капельнице (фенолфталеин, лакмус или универсальный индикатор), растворы соляной кислоты (0,1 М) и гидроксида натрия ' (0,1 М). Выполнение работы Приступая к выполнению задания, ознакомьтесь с устройством бюретки и пипетки и техникой работы с ними. Рассмотрите деления на бюретке и уясните, как вести отсчет объема жидкости. Обратите внимание на емкость пи- ' При выполнении практических занятий и лабораторных опытов пользуйтесь таблицей «Качественные реакции на катионы и анионы», приведенной в конце главы. 135 Рис. 31.1. Выливание жидкости из мерной, пипетки Рис. 31.2. Прибор для титро вания петки (отметку на трубке), вспомните правила обращения с ней, проведите тренировочный отбор и выливание жидкости с помощью пипетки (рис. 31.1). Теперь приступите к работе. 1. Закрепите бюретку в штативе, наполните кислотой и отметьте у1ювень жидкости (рис. 31.2). 2. Наберите в пипетку раствор щелочи до метки. 3. Отмеренное количество раствора щелочи перенесите в стакан и добавьте несколько капель индикатора, перемешайте стеклянной палочкой. •1. Медленно откройте кран бюретки и осторожно, не-6о.пьшими порциями приливайте кислоту в стакан с раствором щелочи, при этом непрерывно перемешивайте хталоч-кой раствор в стакане (рис. 31.2). Как только заметите: начало реакции нейтрализации (изменение окраски раствора в стакане), кислоту из бюретки прибавляйте по кап- 136 лям до момента полной нейтрализации. Заметьте объем кислоты, израсходованный па титрование. 5. В сухой стакан налейте кислоту и раствор щелочи (но без индикатора), отмеренные в установленных объемах, и перемешайте их. Испытайте раствор лакмусовой бумагой. Если реакция будет щелочной, добавьте несколько капель кислоты. Затем выпарьте 3—4 мл раствора (рис. 31.3). Рассмотрите полученные кристаллы. 6. Составьте отчет о работе по следующей форме: 1) Для титрования отмеряю_ щелочи. 2) Индикатор______________ сился в_____________цвет. 3) Конечная точка титрования (полная нейтрализация) наступила тогда, когда_ (индикатор) окрасился в________________цвет. Рис. 31.3. Выпаривание МЛ раствора в щелочной среде окра- На титрование мл раствора щелочи пошло мл кислоты. Уравнение реакции нейтрализации: 4) Выпариваю 4—5 мл раствора. Полученные после выпаривания кристаллы имеют ()юрму________________. Практическое занятие № 2 (2 ч) КОЛИЧЕСТВЕННОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ КИСЛОРОДА В ВОЗДУХЕ Задание. На этом занятии вы должны определить количество кислорода в воздухе, используя реакцию окисления меди кислородом воздуха. 1 137 Оборудование. Пробирка с плотно входящей в нее резиновой пробкой, чашка (с водой на 2/3 объема), бюретка, штатив с лапкой, горелка (спиртовка), стальное перо. Вещества. Медь в гранулах или порошке (восстановленная водородом), этанол. Выполнение работы 1. В чистую сухую пробирку внесите 0,5 г мелкозернистой или порошкообразной меди и плотно закройте резиновой пробкой. Поддерживая пробирку в горизонтальном по-.пожении, распределите медь легким постукиванием по пробирке вдоль ее стенки от дна до середины. 2. Продолжая держать пробирку в горизонтальном положении, (юторожпо нагревайте ее, начиная от дна, последовательно частями и при легком постукивании до тех пор, пока медь полностью не почернеет или некоторая ее часть перестанет изменять свою окраску при нагревании. После этого нагревание прекратите и пробирку с окисленной медью оставьте для охлаждения. 3. Закрепите бюретку вертикально в штатив и наполните ее водой примерно на 2/3 объема так, чтобы в наконечнике ниже крана или зажима не осталось пузырька воздуха. Отметьте уровень воды в бюретке (Л^,). 4. Остывшую пробирку с оксидом меди (II) опустите закрытым концом вниз в чашку с водой, под водой «ослабьте» пробку и осторожно приоткройте отверстие пробирки. Затем установите пробирку с водой так, чтобы уровень вошедшей в нее воды совпал с уровнем воды в чашке. В этом положении пробирку снова закройте пробкой. Извлеките пробирку из воды, переверните и поставьте в штатив. 5. Возьмите отрезок тонкой нитки, закрепите ее конец в расщепе стального пера и смочите спиртом. «Ослабьте» пробку в пробирке с окисленной медью и внесите в нее горящую нитку. Убедитесь в том, что оставшийся в пробирке газ не поддерживает горения. 6. Находящуюся в опытной пробирке воду пегюлейте без потерь в бюретку, отметив новый уровень воды в ней (N2). 138 i ■ 7. Путем вычитания второго показания бюретки из пер- вого (начального) определите объем вошедшей в пробирку воды, а следовательно, и объем кислорода который пошел на окисление меди и содержался в воздухе, заполнявшем пробирку: Nj - N2 = УцгО ^02' 8. Пробирку, в которой проводился опыт, заполните водой из бюретки до черты (до которой входит пробка) и в тре-" тий раз отметьте уровень воды в бюретке (^^3)- Путем вычитания второго показания из третьего определите емкость пробирки. Следовательно, объем находящегося в ней воздуха до пробки равен N2 = ^воэд* Результаты опыта запишите в таблицу: Уровень воды в бюретке Объем в пробирке в мл Содержание кислорода в воздухе в % 1-й 2-й 3-й кислорода воздуха Рассчитайте содержание кислорода в воздухе по формуле: V = *^02 К'(мл) 1(Ю%, V (мл) где V — объем пробирки и воздуха в ней до пробки, V — объем вошедшей в пробирку воды, а значит, и объем кислорода. Практическое занятие № 3 (2 ч) УСТАНОВЛЕНИЕ ФОРМУЛЫ КРИСТАЛЛОГИДРАТА НО ДАННЫМ АНАЛИЗА Задание. В данной работе вам предстоит исследовать состав кристаллогидрата, предложенного преподавателем. Вы должны определить массу воды, удаляемой из него при нагревании, а также количество оставшейся безводной соли. Преподаватель сообщит вам массу 1 моль безводной соли, и вы сможете установить эмпирическую формулу данного соединения. Соблюдайте правила нагревания и взвешивания (п. 27—30). 139 Оборудование. Лабораторный штатив с кольцом, фар (}юровый треугольник, тигель или выпарительная чашка, весы с разновесами, горелка (спиртовка), стеклянная палочка или шпатель, тигельные щипцы, термометры (на 150 и 300 “С). Вещества. Медный купорос, железный купорос, вода. Выполнение работы 1. Подготовьте таблицу для записи результатов измерений и вычислений, как показано ниже, и заполняйте ее по ходу работы. Масса тигля... Масса тигля с кристаллогидратом... Масса тигля с безводной солью после первого нагревания... Масса тигля с безводной солью после второго нагревания... Масса 1 моль безводной соли... 2. Поставьте чистый сухой тигель в фар(}юровый треугольник, помещенный на кольце штатива. В течение 2—3 минут нагревайте тигель умеренным пламенем горелки (спиртовки). 3. Когда тигель остынет, перенесите его на весы и взвесьте с точностью до 0,01 г. 4. Насыпьте в тигель 5—6 г кристаллогидрата и взвесьте. 5. Поставьте тигель на треугольник и осторожно нагревайте его, пока из кристаллогидрата не будет удалена практически вся вода. Помните, что медный купорос теряет воду при 150 “С, а железный купорос при 300 “С. Выше этих температур нагревать нельзя, так как соли начинают разлагаться. Для достижения равномерного нагревания кристаллогидратов их нужно постоянно перемешивать стеклянной палочкой или шпателем. Когда окраска соли полностью изменится, нагревание прекратите и дайте тиглю остыть. 6. После того как тигель остынет, перенесите его на весы и взвесьте. 7. Чтобы убедиться, что из кристаллогидрата удалена вся вода, снова нагрейте тигель в течение 4—5 минут. Охладите его и взвесьте. Если результат взвешивания будет 140 f расходиться с предыдущим не более чем на 0,02 г, посоветуйтесь с преподавателем относительно необходимости дальнейшего нагревания и взвешивания тигля. 8. Вычислите массу безводной соли. 9. Рассчитайте массовую долю кристаллизационной ' воды в кристаллогидрате и напишите его формулу. ; 10. К безводной соли добавьте по каплям воду и наблю- I дайте, что происходит. Запишите уравнение реакции. 1 Практическое занятие № 4 РАСПОЗНАВАНИЕ МИНЕРАЛЬНЫХ УДОБРЕНИЙ Задание. Вам предстоит распознать выданные вам образцы удобрений. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, тигельные щипцы, железная проволочка с петлей на конце, синее стекло, спиртовка (горелка), спички, карандаш по стек.лу. Вещества. Дистиллированная вода, кусочки древесного угля, растворы гидроксида натрия, хлорида бария, нитрата серебра, азотной кислоты. Образцы минеральных удобрений. № 1 — натриевая селитра, № 2 — аммиачная селитра, № 3 — калийная селитра, № 4 — сульфат аммония, № 5 — простой суперфосфат, № 6 — хлорид калия. Выполнение работы 1. Рассмотрите образцы предложенных вам трех удобрений. Отметьте их внешний вид. 2. Растворите порции удобрений в воде, при этом наблюдайте за быстротой их растворения. 3. Возьмите тигельными щипцами кусочек древесного угля, поместите на пего немного исследуемого удобрения и внесите в пламя. 4. Проведите реакции образцов удобрений с предложенными реактивами (см. таблицу). Не забудьте подействовать на образовавшиеся осадки веществ азотной кислотой. 5. Наблюдайте за окраской пламени при прокаливании удобрений. 141 Практическое занятие № 6 (2 ч) ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОТНОСИТЕЛЬНОЙ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ОКСИДА УГЛЕРОДА (IV) Задание. Рассчитайте относительную молекулярную массу углекислого газа по его плотности и уравнению Менделеева —К ла нейрона. Оборудование. Прибор для получения COg, технические весы, чистая и сухая колба с резиновой пробкой, мерный цилиндр, резиновое кольцо, термометр, барометр. Выполнение работы 1. Отметьте уровень, до которого входит пробка в горло колбы. 2. Взвесьте колбу с пробкой на технических весах. Запишите результат взвешивания. 3. Наполните колбу оксидом углерода (IV), опустив газоотводную трубку от баллона или прибора для получения COg до дна колбы. 4. Закройте колбу пробкой (пробка должна входить на ту же глубину, что и при взвешивании колбы) и снова взвесьте ее. Чтобы быть уверенным в том, что воздух из колбы полностью вытеснен и она целиком заполнена оксидом углерода (IV), взвесьте колбу, опустите в нее еще раз на несколько минут газоотводную трубку, введите газ и снова взвесьте колбу. Повторяйте эту операцию до получения постоянной массы колбы. Запишите массу колбы с оксидом углерода (IV). 5. Определите емкость колбы, для этого наполните ее водой до пробки, зятем измерьте объем вошедшей поды мерным цилиндром, запишите результаты. 6. Отметьте и запишите показания термометра и барометра во время опыта. Форма записи наблюдений Масса колбы (с пробкой) с воздухом — (г). Масса колбы (с пробкой) с оксидом углерода (IV) — mg (г). Объем колбы — V (мл). Температура — t ("С). Давление — р (кПа) 144 Обработка результатов 1. Приведите объем воздуха в колбе V к нормальным условиям (Tq = 273 К, = 101,3 кПа) по формуле: о Ро'Г ’ где V — объем колбы, р — атмосферное давление, Т — температура комнаты (в К), рр — давление при н. у., Т,, — 273 К. 2. Вычислите массу воздуха т.^, который находился в колбе, зная, что масса 1 л воздуха при н. у. равна 1,29 г. 3. Вычислите массу водорода гп^ в объеме колбы, зная, что масса 1 л водорода при н. у. равна 0,09 г. 4. Вычислите массу оксида углерода (IV) в колбе: ’^с.о-г = '«2 “ ("^1 “ 5. Вычислите плотность оксида углерода (IV) по водороду: '"со Иг 6. Определите относительную молекулярную массу оксида углерода (IV): 7. Найдите относительную погрешность результата опыта (в процентах): Погрешность = ^ ^г(тсор) ^Г(ЗКМ1) JQQ(^ М г<теор) Практическое занятие № 7 (2 ч) ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ КАРБОНАТОВ В ИЗВЕСТНЯКЕ Задание. В этой работе вам предстоит провести реакцию разложения карбонатов, входящих в состав известняка, азотной кислотой и оп|>еделить их содержание в образце горной породы. Оборудование. Весы технические, коншхеская колба с боковым отводом, стеклянные трубки, резиновая пробка, резиновая груша, лабораторный штатив, вата. 10 Зак. Na 433 Гулей 145 L. 3- 3 е» VO Q X Л РЭ о n Ф n о V s n О H CQ H t: P5 Ф a rt S C5 rt g-i о c « s и ti a a s p CO s ®- CO vD CL Ф & a S (V « о CJ Й о « R S S S- ^ о cC R VD X О в Ф ф сб tt 5S PQ Pi в в >* ф g о в о со В 2 t- с а с в в E! В Д со « 0> a p- cO в в a в CL |£ Ф О И fct m О О О m 1 Сь я PQ jS В В в tt в о> в в CQ о S S сб со VD cd о н-« fci с CL в: сС п о сС О. а g ^ в оа а о R сО В В сО В % I R со В >В В и м t- ей •е- в R >, U « о Е- о о а с о о •& а g в о -е- ь а S о ? S X в РО 142 J Практическое занятие № 5 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМАМ «ЭЛЕМЕНТЫ VIA И VA ГРУПП» Задания. Используя свои знания о химических свойствах простых веществ и соединений, образованных элементами VIA и VA групп, вы должны: 1) распознать предложенные вам вещества; 2) осуществить ряд химических превращений; 3) написать уравнения проведенных реакций, указав признаки и условия их протекания. Оборудование. Штатив с пробирками, шпатель, ступка с пестиком, пробиркодержатель, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Растворы нитрата аммония, сульфата натрия, серной кислоты — пробирки 1, 2, 3; растворы суль4)ата аммония, фосфата натрия, серной кислоты — пробирки I, II, III; растворы серной кислоты, хлорида бария, гидроксида натрия, нитрата серебра, гидроксид кальция, желе.зо (гвоздь). Выполнение работы Каждый из вас получит вариант работы, включающий несколько заданий из указанного ниже. 1. Используя имеющиеся в вашем распоряжении реагенты, распознайте вещества. а) В трех пробирках 1, 2, 3 находятся растворы нитрата аммония, сульфата натрия, серная кислота. б) В трех пробирках I, II, III находятся растворы сульфата аммония, фосфата натрия, серная кислота. 2. Осуществите превращения: а) хлорид аммония аммиак -> аммиачная вода; б) серная кислота сульфат натрия -> сульфат бария; в) медь <- медный купорос -» гидроксид меди (II). При выполнении опытов не забывайте соблюдать правила техники безопасности. 3. Составьте отчет о проделанной работе. 143 Воздух i Кислота \ ■*4.5 :х СаСК / ' 1*ис. 31.4. Прибор для опре деления содержания ка^о натов в известняке Вещества. Образец известняка, раствор азотной кислоты (15%-ный), обезвоженный хлорид кальция. Выполнение работы 1. Соберите прибор, как показано на рисунке 31.4; стеклянную трубку, присоединяемую к боковому отводу колбы, предварительно заполните обезвоженным хлоридом кальция (поглотителем паров воды), поместив его между двумя тампонами ваты. 2. Налейте в колбу около 75 мл азотной кислоты и закройте ее пробкой. 3. Взвесьте прибор, запишите его массу (пг). 4. На чашу весов рядом с прибором положите несколько кусочков выданного образца известняка (массой около 6 г) и взвесьте прибор вместе с образцом (т,). Вычислите массу известняка (т^). 5. Приоткройте пробку с отводной трубкой и осторожно по стенке колбы опустите в нее кусочки взвешенного известняка, быстро закройте колбу. 6. После завершения реакции присоедините к отводной трубке резиновую грушу и медленно пропускайте через прибор воздух для вытеснения выделившегося в результате реакции углекислого газа. 7. Взвесьте прибор после окончания реакции (т.^). 8. Вычислите массу выделившегося оксида углерода (IV) 9. Условно считая, что источником углекислого газа служит только карбонат кальция, вычислите его массу в навеске известняка (т^). К). Рассчитайте массовую долю (в %) карбоната кальция в навеске известняка. Форма записи результатов исследования Масса прибора с кислотой т = Масса прибора с кислотой и известняком т, = Масса известняка mg = Масса прибора после опыта т., = 146 I . i *t I •i. I Масса выделившегося углекислого газа = Масса карбоната кальция в известняке - Массовая доля СаСО.. (О = Практическое занятие № 8 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ Задание. На этом занятии вам предстоит определить вид жесткости воды и возможными способами устранить ее. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, спиртовка (горелка), спички. Вещества. Жесткая вода: пробирка № 1 — с временной жесткостью, № 2 — с постоянной жесткостью, № 3 — с общей жесткостью, известковая вода, раствор карбоната натрия. Выполнение работы В выделенных вам образцах (№ 1 и 2 — вариант I, № 3 — вариант II) определите вид жесткости воды и устраните жесткость известными вам способами. Результаты работы запишите в таблицу: № пробирки Вид жесткости Ионные уравнения (колбы) реакций 1 к ' ’iv I Практическое занятие № 9 (2 ч) РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ НО ТЕМАМ: «ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ» и «ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ» Задание. Используя знания о химических свойствах щелочных и щелочно.земельных металлов и их соединений, вы должны 1) распознать выданные вам образцы веществ, 2) осуществить химические превращения, 3) получить по реакции обмена указанное учителем вещество, 4) написать уравнения выполненных реакций, указав признаки и условия их протекания. 10* 147 Оборудова1гае. Штатив с пробирками, штатив лабораторный с кольцом, фильтр, стеклянная воронка, стеклянная палочка, химический стакан, предметное стекло, горелка (спиртовка), спички, прибор для получения газов. Вещества. Кристаллические хлориды натрия и кальция, карбонат кальция — пробирки I, II, III; растворы хлоридов натрия и аммония, гидроксида натрия — пробирки 1, 2, 3; соляная и серная кислоты, гидроксид натрия, карбонаты натрия, кальция (мел, мрамор) и калия, сульфаты натрия и магния, хлорид бария (все реагенты — 10% -ные растворы). Выполнение работы Каждому из вас предлагается вариант работы, включающий несколько заданий. 1. Составьте план проведения анализа выданных вам веществ с помощью имеющихся в вашем распоряжении реагентов. Распознайте вещества в пробирках 1, 2, 3 или I, II, III (см. «Вещества»). Напишите ионные уравнения проведенных реакций. 2. Осуществите превращения: а) оксид кальция -> хлорид кальция карбонат кальция гидрокарбонат кальция; б) сульфат магния карбонат магния -> гидрокарбонат магния -> хлорид магния. Составьте ионные уравнения проведенных реакций. 3. Получите по реакции ионного обмена а) хлорид натрия, б) сульфат бария и выделите продукт реакции из смеси. Составьте ионные уравнения проведенных реакций. При выполнении опытов не забывайте соблюдать правила техники безопасности. Приведите в порядок рабочее место, составьте отчет о проделанной работе. Практическое занятие J4s 10 ПО.Т1^^1ЕНИЕ СОЛЕЙ РАЗЛИЧНЫМИ СПОСОБАМИ Задание. Используя знания о химических свойствах оксидов солей, кислот и оснований, получите средние и кислые соли различными способами. И8 Соблюдайте правила безопасности в работе с кислотами и щелочами (п. 22, 25, 29). Будьте осторожны при обращении с нагре.вате.пьными приборами. Оборудование. Лабораторный штатив, штатив с пробирками, колбы конические (емкостью 100—150 мл), воронки для фильтрования, фильт11ы, стеклянные палочки, выпарительные чашки, стеклянные трубки (3—5 мм), прибор для получения газа, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Серная и соляная кислоты (10%-иые растворы), магний и железо (опилки), оксиды магния, меди (II) и железа (III), гидроксиды магния, меди (П) и железа (Ш). известковая вода и гидроксид бария (1%-ный раствор), хлорная вода, фенолфталеин, мрамор. Выполнение работы Каждому из вас предлагается один из четырех вариантов задания. Вариант I — получение сульфата магния, исходя из а) магния, б) оксида магния, в) гидроксида магния. Вариант II — получение хлорида железа (III), исходя из а) оксида железа (III), б) гидроксида железа (III). Получите хлорид железа (II) из железа и превратите его в хлорид железа (III) с помощью хлорной воды. Вариант 111 — получение хлорида меди (II), исходя из а) оксида меди (II), б) гидроксида меди (II). Вариант IV* — получение гидрокарбоната бария. Для выполнения этого задания налейте в пробирку 3—4 мл баритовой воды и пропустите в нее оксид углерода (IV) до полного «растворения» образовавшегося вначале осадка. Напишите уравнения проведенных реакций. Практическое занятие № 11 ОПЫТЫ ПО ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМ РЕАКЦИЯМ Задание. Используя знания о химических свойствах основных классов неорганических веществ и их окислительно-восстановительных способностях, проведите опыты. 149 предложенные учителем, и о&ьясните происходящие процессы. Соблюдайте правила техники безопасности (№13, 14, 24). Расставьте коэф<])ициенты методом электронного баланса. Оборудование. Лабораторный штатив, штатив с пробирками, пипетка, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Оксид марганца (IV), концентрированные серная и соляная кислоты и их растворы (10%-ные), растворы гидроксида натрия (10%-ные), пероксида водорода (3%-ный), перманганата калия (0,5%-ный), хлорида или сульфата хрома (III) (5%-ные), иодида калия, сулы)шта натрия (10%-ные), бромная вода. Выполнение работы Опыт 1. Окисление соляной кислоты оксидом марганца (IV). Работу проводите под тягой! В пробирку налейте около 2 мл концентрированной соляной кислоты и внесите немного оксида марганца (IV). Осторожно нагрейте. К отверстию пробирки поднесите бумажку, смоченную крахмальным клейстером с иодидом калия. Что вы наблюдаете? Составьте уравнения реакций. Опыт 2. Взаимодействие сульфита натрия с бромной водой. Работу следует проводить под тягой! В пробирку налейте 1 мл бромной воды и постепенно добавляйте раствор сульфита натрия. Что вы наблюдаете? Напишите уравнение реакции. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода Опыт 3. В пробирку налейте немного раствора иодида калия и подкислите его серной кислотой. Прибавьте 3%-ный раствор пероксида водорода. Что вы наблюдаете? Напишите уравнение реакции. Опыт 4. В пробирку налейте 1,5—2 мл раствора пероксида водорода, затем добавьте оксид марганца (IV) (порция не более спичечной головки). Что вы наблюдаете? Составьте уравнение реакции, учитывая, что оксид марганца (IV) в реакции не участвует, а лишь ускоряет ее. 150 Как называются такие вещества? Какое вещество в этой реакции окисляется, а какое восстанавливается? Сделайте обобщающий вывод об окислительно-восстановительных свойствах кислорода, входящего в состав пероксида водорода. .4 Опыт 5. В пробирку налейте 2 мл раствора перманганата калия, 1 мл раствора серной кислоты и с помощью пипетки добавьте по каплям раствор пероксида водорода. Объясните наблюдаемое. л Составьте уравнение п|Х)веденной реакции, при этом примите во внимание, что в р«;зультате реакции образовались, кроме сульфата марганца (II), сульфат калия, свободный кислород и вода. Коэ<1х1)ициенты подберите методом электронного баланса. Какую роль играл в этой реакции пероксид водорода? А Опыт 6. К 1 мл раствора хлорида или д[>утой соли хрома (111) прилейте раствор гидроксида натрия до полного «растворения» выпавшего грязно-зеленого осадка (1 1,5 мл), затем прилейте 2 мл раствора пероксида водорода и смесь на1'рейте до кипения. Наблюдайте за изменением ярко-зеленой окраски раствора на желтую. А Составьте уравнение проведенной реакции, принимая во внимание, что, кроме хромата натрия (NagCrO^), образовались хлорид (или другая соль) натрия и вода. Коэффициенты подбирайте методом электронного баланса. Какое вещество в этой реакции окисляется, а какое восстанавливается? Какую роль играет .здесь пероксид водорода? Сделайте обобщающий вывод относительно роли пероксида водорода в химических реакхщях в зависимости от характера среды (щелочная, кислая, нейтральная) реакционной смеси. Практическое занятие № 12 РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО КУРСУ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ Задания. На данном итоговом практическом .занятии, используя знания о химических свойствах веществ и.зучен-ных классов и отдельных их представителей, вы должны 1) осутцествить превращения веществ, 2) распознать выданные вам образцы неорганических соединений. 151 Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, прибор для получения газов, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Оксид меди (II), мел или мрамор, растворы: серной и соляной кислот, гидроксидов калия и натрия, хлоридов железа (III) и меди (II), сульфата калия, хлорида натрия, сульфатов аммония и натрия, нитрата алюминия, иодида натрия, карбонатов натрия и кальция, силиката натрия, известковая вода. Выполнение работы Каждый вариант для индивидуальной работы может включать несколько заданий из нижеприведенного перечня. 1. Осуществите превращения: а) оксид меди (II) сульфат меди (II) -> гидроксид меди (II) хлорид меди (II); б) AUNOg)., А)(ОН)з Кз[А1(ОН)]б i AICI3 в) карбонат кальция оксид углерода (IV) карбонат кальция -> гидрокарбонат кальция; г) оксид кальция хлорид кальция -> карбонат кальция углекислый газ. 2. Распознайте вещества в следующих наборах: а) растворы хлорида железа (III) и гидроксида натрия, соляная кислота; б) растворы хлорида меди (II) и гидроксида калия, серная кислота; в) растворы хлорида натрия, сульфатов аммония и натрия; г) растворы иодида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия; д) растворы силиката и сульфата натрия, карбонат кальция. В отчете о работе опишите наблюдения и составьте ионные уравнения проведенных реакций. 152 J Лабораторные опыты Опыт 1 УДАЛЕНИЕ ПЯТЕН ИОДА С ТКАНЕЙ Задание. Удалите пятно иода с ткани, исполь.зуя для этого качественную реакцию на иод. Оборудование. Стеклянная пластина (предметное стекло) или фарфоровая чаша, стеклянная трубочка или пипетка, нож. Вещества. Кусочек белой хлопчатобумажной ткани, йодная настойка или йодная вода, клубень картофеля, вода. Выполнение опыта Смочите кусочек ткани водой, положите его на стекло и нанесите с помощью стеклянной трубочки (или пипетки) каплю йодной настойки или йодной воды. Положите кусочек ткани с пятном иода между двумя дольками картофеля, тщательно протрите ткань. Что вы наблюдаете? Опишите происходящее явление. Сделайте вывод. Опыт 2 КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ХЛОРИД-, БРОМИД-, ИОДИД-ИОНЫ Задания. 1. Распознайте хлорид, бромид, иодид натрия (калия), используя качественные реакции на галогенид-ионы. 2. Напишите сокращенные ионные уравнения проведенных реакций, укажите цвет осадков. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Образцы растворов хлорида, бромида, иодида натрия (калия) в пробирках с номерами, азотная кислота, нитрат серебра (1 % -ный раствор). Выполнение опыта Из каждой пронумерованной пробирки отлейте небольшие порции растворов в отдельные пробирки и добавьте реактив на исследуемые вещества. Что вы наблюдаете? Вывод оформите в виде таблицы: 153 i Таблица № пробирки Сокращенное ионное уравнение реакции Признаки реакции 1 2 3 Опыт 3 ОКИСЛЕНИЕ БРОМИД- И ИОДИД-ИОНОВ ХЛОРОМ В ПРИСУТСТВИИ ОРГАНИЧЕСКОГО РАСТВОРИТЕЛЯ Задания. 1. Проведите реакцию между солями галогеноводородных кислот и хлором в присутствии бензина. 2. Напишите уравнения проведенных реакций. Сделайте вывод о сравнительной активности галогенов и их растворимости в воде и органическом растворителе. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы бромида и иодида калия, хлорная вода, бензин. Выполнение опыта В одну пробирку налейте раствор бромида калия, в другую — раствор иодида калия. В обе пробирки добавьте по нескольку капель бен.зина, а затем хлорной воды. Перемешайте содержимое пробирок. Отметьте изменение окраски слоя органического растворителя. Опыт 4 ГИДРОЛИЗ СУЛЬФИДОВ Задания. 1. Исследуйте среду водного раствора сульфида натрия. 2. Напишите ионные уравнения проведенной реакции. 3. Сделайте вывод о силе сероводородной кислоты. Оборудование. Штатив с пробирками. 154 Вещества. Кристаллический сульфид натрия, синяя или красная лакмусовая бумага, дистиллированная вода. Выполнение опыта Несколько кристалликов сульфида натрия растворите в воде (под тягой!). Внесите в раствор синюю или красную лакмусовую бумагу. Отметьте окраску раствора и определите реакцию среды. Опыт 5 ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА ИЗ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА Задания. 1. Для получения кислорода из пероксида водорода проведите реакцию его каталитического разложения. 2. Напишите уравнение п1Юведенной реакции, объясните наблюдаемые явления. Оборудова1ше. Штатив с пробирками, шпатель, лучинка, спички. Вещества. Раствор пероксида водорода (3%-ный), оксид марганца (IV). Выполнение опыта Налейте в пробирку 2 мл раствора пероксида водорода и внесите в него немного порошка оксида марганца (IV). Что вы наблюдаете? Исследуйте выделяющийся газ с помощью тлеющей лучинки. Какова роль оксида марганца (IV) в этой реакции? Опыт 6 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СОЕДИНЕНИЙ СЕРЫ (IV) Задания. 1. Осуществите превращения: КагЗОз -» SOg ^ HgSO., 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками, прибор для получения оксида серы (IV). Вещества. Дистиллированная вода, синий лакмус (раствор), сульфит натрия, концентрированная серная кислота. 1.5.5 H2S04' Na2S0g Выполнение опыта Соберите прибор, изображенный на рисунке 31.5. В пробирку с отростком внесите примерно 1 г сульфита натрия и добавьте 2—3 мл конц. серной кислоты (опыт проводите под тягой!). Закройте отверстие пробирки пробкой с отводной трубкой. Образовавшийся газ пропустите через воду, в которую добавьте 2—3 капли синего лакмуса. Как изменяется окраска раствора? Почему? HgO Рис. 31.5. Получение океиОа серы (IV) и сернистой кислоты Опыт 7, а ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ Задания. 1. Осухдествите превращения согласно схеме: М(ОН).+ +МОН H,SO, »м +м,0^ 2. Напишите уравнения проведенных реакций, укажите условия их протекания. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Растворы серной кислоты, гидроксидов натрия и меди (И), лакмуса (фиолетовый), цинк, железо, оксид железа (III), оксид меди (II). Выполнение опыта Используя имеющиеся реактивы, осуществите превращения, указанные в схеме задания 1. Что вы наблюдаете? 156 Опыт 7, б ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ Задания. 1. Осуществите превращения C11SO4 <— H2SO4 —^ ZnSO^ i ^ BaSO. ‘сОзТ -I- ЩО 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. 3. Сделайте вывод о силе серной кислоты. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Растворы серной кислоты, карбоната натрия, хлорида бария, оксид меди (II), цинк. Выполнение опыта Используя имеющиеся реактивы, осуществите превращения, указанные в задании 1. Что вы наблюдаете? Опыт 8 КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА СУЛЬФАТ-, СУЛЬФИТ-, СУЛЬФИД-ИОНЫ Задания. 1. Проведите качественную реакцию на сульфат-, сульфит-, сульфид-ионы. 2. Напишите сокращенные ионные уравнения проведенных реакций. 3. Сделайте вывод о качественных реакциях на сульфат-, сульфит-, сульфид-ионы. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы сульфида, сульфита и сульфата натрия, хлорида бария, соляная кислота. Выполнение опыта В три пробирки налейте по 2 мл растворов сульфида, сульфита и сульфата натрия и добавьте в каждую из них не-41 сколько капель хлорида бария. К образовавшимся осадкам I добавьте соляную кислоту. Опыт лучше проводить под I тягой! Что вы наблюдаете? Осторожно понюхайте выде-* ляющиеся газы. I % 1^ 157 Опыт 9 ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ АММОНИЯ СО ЩЕЛОЧАМИ (КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА ИОН АММОНИЯ) Задания. 1. Проведите каче<;твениую реакцию на соли аммония. 2. Напишите ионные уравнения реакции хлорида аммония с гидроксидом натрия. 3. Сделайте вывод о качественной реакции па ион аммония. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Растворы хлорида аммония, гидроксида натрия, красная лакмусовая бумага. Выполнение опыта В пробирку внесите 5—7 капель раствора хлорида аммония и прибавьте столько же раствора гидроксида натрия. Нагрейте содержимое пробирки до кипения. В выделяющиеся пары внесите лакмусовую бумагу. Отметьте изменение окраски лакмуса и запах выделяющегося га.за. Опыт 10 ВОЗГОНКА ХЛОРИДА АММОНИЯ Задания. 1. Проведите возгонку хлорида аммония и исследуйте продукты реакции. 2. Напишите уравнения проведенных реакций. Оборудование. 11ростая стеклянная (или хлоркальцие-вая) трубка, штатив с лапкой, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Кристаллический хлорид аммония, фиолетовая лакмусовая бумага, вода. Выполнение опыта В стеклянную трубку поместите кристаллический хлорид аммония, укрепите ее наклонно в лапке штатива и нагрейте. В оба конца трубки введите смоченные водой лакмусовые бумажки. Что вы наблюдаете? 158 Опыт 11 СРАВНИТЕЛЬНАЯ ОЦЕНКА РАСГВОРИМОСТИ ФОСФАТА, ГИДРОФОСФАТА И ДИГИДРОФОСФАТА КАЛЬЦИЯ В ВОДЕ Задания. 1. Сравните растворимость фосфата, гидро-фос())ата и дигидрск])осфата кальция в воде. 2. Напишите уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками, стеклянные палочки. Вещества. Фосфат, гидро«}юсфат и дигидро^юсфат кальция (порошки), растворы фосфорной кислоты и гидроксида кальция, вода. Выполнение опыта 1. В три пробирки внесите небольшие порции порошков фосфата, гидро(})осфата и дигидрофосфата кальция, прилейте воды и размешайте стеклянной палочкой. Объясните наблюдаемое. 2. К раствору гидроксида кальция прибавьте по каплям pa(?rBop 4км;форной кислоты при перемешивании. Объясните, чем вызвано помутнение раствора и последующее растворение осадка. Опыт 12 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ Зада1шя. 1. Определите среду растворов NaHgPO^, Na2HP04, NagPO^. 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы фосфата, гидрофо(;фата и дигидрофосфата натрия, фиолетовая лакмусовая бумага. Выполнение опыта В три пробирки налейте по 2—3 мл растворов NaHgPO^, NagHPO^ и Na^PO^ и внесите в каждую пробирку лакмусовую бумагу. Что вы наблюдаете? Объясните наблюдаемое. 159 закройте пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустите в пробирку с известковой водой. Что вы наблюдаете? Какой вывод можно сделать? Опыт 16 ГИДРОЛИЗ КАРБОНАТОВ И СИЛИКАТОВ Задания. 1. Определите среду (реакцию) растворов: а) карбонатов и гидрокарбонатов, б) силикатов. 2. Проведите реакцию полного гидролиза: а) карбоната, б) силиката. 3. Опишите ваши наблюдения и составьте ионные уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы силиката натрия, хлорида аммония, сульфата алюминия, карбоната, гидрокарбоната натрия, лакмусовая бумага (фиолетовая или красная). Выполнение опыта 1а. На лакмусовую бумагу нанесите по капле растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. Отметьте изменение окраски лакмусовой бзгмаги и определите реакцию среды. Почему гидрокарбонат натрия подвержен гидролизу в меньшей степени, чем карбонат натрия? 16. Таким же образом испытайте раствор силиката натрия красной лакмусовой бумагой и определите реакцию среды. 2а. В пробирку внесите 5—7 капель раствора сульфата алюминия и столько же раствора карбоната натрия. Наблюдайте образование студенистого осадка и выделение углекислого газа. 26. К раствору силиката натрия прибавьте при перемешивании раствор хлорида аммония. Наблюдайте выделение кремниевой кислоты и аммиака. 162 Опыт 17 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СОЕДИНЕНИЙ УГЛЕРОДА Задания. 1. Осуществите превращения: СОз <--СаСОд -»со« II- 9 II Са(НСОз>2 2. Напишите уравнения проведенных реакций. Оборудование. Прибор для получения оксида углерода (IV), пробирка. Вещества. Кусочки мрамора, соляная кислота, известковая вода, синяя лакмусовая бумага. Выполнение опыта 1. Зарядите прибор для получения углекислого газа(рис. 31.7) и заполните газом пробирку. 2. Опустите в пробирку с собранным газом влажную синюю лакмусовую бумажку. На что указывает изменение окраски лакмусовой бумажки? 3. Налейте в пробирку 2 мл известковой воды и пропустите через нее углекислый газ до образования белого осадка, продолжайте пропускать газ до полного «растворения» осадка. Рис. 31.7. Прибор для получения углекислого газа Опыт 18 ВЫТЕСНЕНИЕ ОКСИДОМ УГЛЕРОДА (IV) КРЕМНИЕВОЙ КИСЛОТЫ ИЗ ЕЕ СОЛЕЙ Задания. 1. Сравните силу кремниевой и угольной кислот. 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. 11* 163 Опыт 13 АНАЛИЗ АЗОТНЫХ И ФОСФОРНЫХ УДОБРЕНИЙ Задания. 1. Используя знания о физических и химических свойствах, распознайте сульфат аммония и суперсросфат. 2. Напишите уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Кристаллический суль())ат аммония, порошок супер(]юсфата (в пакетиках с номерами), растворы хлорида бария, азотной кислоты и гидроксида натрия, вода. Выполнение опыта Используя имеющиеся в вашем распоряжении реактивы, исследуйте образцы сульфата аммония и суперфосфата. Опыт 14 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ГИДЮКАРБОНАТА НАТРИЯ Задания. 1. Сравните среду растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. 2. Проведите термическое разложение гидрока1>боната натрия и исследуйте продукты реакции. 3. Напишите уравнения проведенных реакций. 4. Сделайте вывод о свойствах гидрокарбонатов щелочных металлов. Оборудование. Штатив с кольцом, штатив с пробирками, фар(1)оровый тигель, микрошпатель, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Кристаллический гидрокарбонат натрия, растворы карбоната и гидрокарбоната натрия, соляная кислота, дистиллированная вода, (])енолфталеин. Выполнение опыта 1. В две пробирки внесите по 5—7 капель растворов карбоната и гидрокарбоната натрия. В каждую пробирку добавьте по капле фенолфталеина и отметьте окраску растворов. Оставьте их как контрольные. 160 2. В тигель насыпьте, используя микрошпатель, гидрокарбонат натрия и прокаливайте на пламени газовой горелки в течение 3—5 мин. 3. После остывания тигля налейте в него около 3 мл дистиллированной воды, перюмешайте палочкой и полученный раствор разлейте в две пробирки. В одну из них внесите 3—4 капли раствора соляной кислоты, наблюдайте выделение пузырьков углекислого газа. В другую пробирку внесите одну каплю фенолфталеина и сравните полученную окраску раствора с окраской в контрольных пробирках. Определите, какая соль образовалась при термическом разложении гидрокарбоната натрия. Опыт 15 КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА КАРБОНАТ-ИОН Задания. 1. Докажите, что выданный вам образец соли содержит карбонат-ион. 2. Напишите ионные уравнения проведенной реакции. Оборудование. Штатив с пробирками, прибор для опыта (рис. 31.6), лучинка. Вещества. Образец карбоната магния или гидрокарбоната натрия, соляная кислота, известковая вода. Выполнение опыта Соберите прибор (рис. 31.6). Поместите в него выданный образец соли и подействуйте на него соляной кислотой. Рис. 31.6. Проведение качественной реакции на карбонат-ион ПЗвк. №433Гузсй 161 11 3. Сделайте вывод: какая из кислот — кремниевая или угольная — более сильный электролит? Оборудование. Прибор, заряженный на получение углекислого газа. Вещества. Раствор силиката натрия, соляная кислота, кусочки мрамора. Выполнение опыта Через раствор силиката натрия пропустите ток оксида углерода (IV). Наблюдайте образование кремниевой кислоты. Опыт 19 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ ЖИДКОГО СТЕКЛА Задание. Изучите свойства жидкого стекла. Оборудование. Полоска фильтровальной бумаги, горелка (спиртовка), тигельные щипцы, спички. Вещества. Насыщенный раствор силиката натрия. Выполнение опыта Пропитайте полоску фильтровальной бумаги жидким стеклом. Высушите над пламенем горелки, а затем внесите в пламя. Объясните наблюдаемое явление. Опыт 20 РАСТВОРЯЕТСЯ ЛИ СТЕКЛО В ЮДЕ? Задания. 1. Исслед^'^йте растворимость стекла в воде. 2. Объясните происходящий в опыте процесс и напишите уравнение соответствующей химической реакции. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, ступка с пестиком, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Кусочки стекла, раствор фенолфталеина, вода. Выполнение опыта Тщательно разотрите в фар^юровой ступке несколько кусочков стекла. Порошок внесите в пробирку, прилейте 2—3 мл воды и одну каплю <|)енол^)талеина. Что вы наблюдаете? 164 Опыт 21 ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ СОЕДИНЕНИЙ АЛЮМИНИЯ Задания. 1. Осуществите превращения: AICI3 А1(ОН)з => Каз[А1(ОН)б] (j Гексагидроксоалюминат натрия А12(80^)з 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. 3. Сделайте вывод о способах получения, характере и свойствах гидроксида алюминия. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы хлорида алюминия, серной кислоты, гидроксида натрия. Выполнение опыта Используя имеющиеся реактивы, осуществите превращения, указанные в задании 1. Опыт 22 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ АЛЮМИНИЯ Задания. 1. Исследуйте среду растворов солей алюминия. 2. Сделайте вывод о силе гидроксида алюминия. 3. Напишите уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками, стеклянная палочка. Вещества. Растворы сульфата и хлорида алюминия, сульфида аммония, лакмусовая бумага (синяя, фиолетовая). Выполнение опыта 1. На синюю (фиолетовую) лакмусовую бумагу нанесите стеклянной палочкой по капле раствора суль^юта или хлорида алюминия. Сделайте вывод о реакции среды. 2. К 7—8 каплям раствора сульфата алюминия прилейте несколько капель раствора сульфида аммония (до образования осадка). Для определения состава осадка разделите его на две части, поместив каждую в отдельную пробирку, и прилейте 165 11 при перемешивании до полного растворения: в первую пробирку — раствор соляной кислоты, во вторую — раствор гидроксида натрия. Опыт 23 АДСОРБЦИОННЫЕ СВОЙСТВА ГИДРОКСИДА АЛЮМИНИЯ Задания. 1. Получите гидроксид алюминия и изучите его адсорбционную способность. 2. Напишите ионные уравнения проведенной реакции. Оборудование. Штатив с пробирками, лабораторный штатив с кольцом, стеклянная воронка, стеклянная палочка, бумажный фильтр. Вещества. Растворы сульфата или хлорида алюминия, гидроксида натрия, чернила, дистиллированная вода. Выполнение опыта 1. Используя имеющиеся в вашем распоряжении реактивы, получите гидроксид алюминия. 2. Осадок отфильтруйте и промойте дистиллированной водой. 3. Подставив под воронку с полученным осадком чистую пробирку, пропустите через осадок раствор чернил, приливая его по стеклянной палочке. Почему обесцвечивается раствор? Опыт 24 РАСПОЗНАВАНИЕ ПО ОКРАСКЕ ПЛАМЕНИ СОЛЕЙ НАТРИЯ И КАЛИЯ Задание. Распознайте по окраске пламени хлориды натрия и калия. Оборудование. Графитовый стержень (прокаленный), или железная проволока (длиной 10 см), или ложечка для сжигания веществ, или стальное кольцо, впаянное в стеклянную палочку, горелка, спички, синий светофильтр (стекло). Вещества. Образцы хлоридов калия и натрия (под номерами), дистиллированная вода. 166 Выполнение опыта Смочите в дистиллированной воде графитовый стержень (или другое приспособление для определения окраски пламени), прикосните его к исследуемой соли и внесите в бесцветное пламя горелки. Наблюдайте окраску пламени. Прокалите графитовый стержень и снова проведите указанную выше операцию с использованием другой соли. Сделайте вывод о составе исследованных вами солей: Образец № 1 содержит элемент .... Образец № 2 содержит элемент .... Опыт 25 ОКРАШИВАНИЕ ПЛАМЕНИ СОЛЯМИ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Задания. 1. Исследуйте, как окрашивают пламя соли кальция,стронция,бария. 2. Сравните результаты своих исследований с данными, приведенными в таблице «Качественные реакции на катионы и анионы» в конце главы. Оборудование. Полоска фильтровальной бумаги, графитовый стержень (прокаленный), горелка (спиртовка), спички, синий светофильтр (стекло). Вещества. Растворы хлоридов кальция, стронция, бария. Выполнение опыта Закрепите полоску фильтровальной бумаги на графитовом стержне, смочите ее раствором исследуемой соли и внесите в бесцветную часть пламени. По мере испарения раствора смачивание повторяйте, чтобы фильтр не загорелся. Что вы наблюдаете? Где используются исследованные вами свойства солей щелочноземельных металлов? Опыт 26 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ НАТРИЯ И КАЛИЯ Задания. 1. Определите реакцию растворов солей Na2COg и KgCOg (вариант I) и NagSO^ и KgSO^ (вариант II). 167 1 Опыт вы можете провести, работая в паре (один ученик выполняет вариант I, другой — II). 2. Составьте уравнения реакций гидролиза солей и сделайте вывод о химических свойствах солей натрия и калия. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы карбонатов натрия и калия, сульфатов натрия и калия, красная лакмусовая бумага. Выполнение опыта На лакмусовую бумагу нанесите каплю растворов карбонатов натрия и калия, сульфатов натрия и калия. Что вы наблюдаете? Опыт 27 ИЗУЧЕНИЕ РАСТЮРИМОСТИ КАРБОНАТА И ГИДРОКАРБОНАТА КАЛЬЦИЯ В ВОДЕ Задания. 1. Проведя необходимые реакции, получите а) карбонат и б) гидрокарбонат кальция и сравните их растворимость в воде. 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. 3. Сделайте вывод о растворимости карбоната и гидрокарбоната кальция. Оборудование. Прибор, заряженный на получение углекислого газа, штатив с пробирками. Вещества. Соляная кислота (раствор 1:1), кусочки мрамора, известковая вода. Выполнение опыта 1. Исходя из углекислого газа и известковой воды, получите карбонат кальция, для чего пропустите углекислый газ через 4 мл известковой воды до образования осадка. 2. Получите из карбоната кальция гидрокарбонат кальция. Для этого продолжайте пропускать углекислый газ до «растворения» осадка карбоната кальция. 168 Опыт 28 ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДА КАЛЬЦИЯ. ГАШЕНИЕ ИЗВЕСТИ Задания. 1. Получите из карбоната кальция (мела или мрамора) оксид кальция и проведите гашение извести. 2. Напишите уравнения проведенных реакций. 3. Сделайте вывод о возможности применения проведенных вами реакций для промышленного производства оксида и гидроксида кальция. Дайте технические названия этим соединениям. Оборудование. Фар^юровая чашка, тигельные щипцы, горелка (спиртовка), спички. Вещества. Кусочки мрамора или мела (с заостренным концом), красная лакмусовая бумага, вода. Выполнение опыта В фарфоровую чашу поместите кусочек мрамора или мела и смочите его небольшим количеством воды. С помощью лакмусовой бумаги определите реакцию среды. Удерживая кусочек мрамора или мела тигельными щипцами, сильно прокалите его в пламени горелки в течение 3—4 мин. Прокаленный кусочек поместите в фарфоровую чашку с водой и внесите красную лакмусовую бумагу. Что вы наблюдаете? Опыт 29 ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА МАГНИЯ И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ Задания. 1. Получите гидроксид магния. 2. Изучите свойства гидроксида магния. 3. Напишите уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы хлорида магния, гидроксида натрия, хлорида аммония, соляная кислота. Выполнение опыта 1. В пробирку налейте около 1 мл раствора хлорида магния и добавляйте по каплям раствор гидроксида натрия 169 до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка, разделите осадок на три части, поместив каждую в отдельную пробирку. 2. При помешивании стеклянной палочкой прилейте в первую пробирку соляную кислоту, во вторую — раствор гидроксида натрия, в третью — раствор хлорида аммония. Отметьте происходящие изменения. Опыт 30 ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА МЕДИ (II) И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ Задания. 1. Осуществите превращения: медный купорос (раствор) гидроксид меди (II) X -» оксид меди (II) хлорид меди (II) 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Отметьте цвет образовавшихся веществ. Оборудование. Штатив с пробирками, пробиркодержа-тель, горелка (спиртовка) или нагревательный прибор, спички. Вещества. Растворы медного купороса и гидроксида натрия, соляная кислота. Выполнение опыта Проведите реакции, соответствующие заданию 1. Опыт 31 ОКРАШИВАНИЕ ПЛАМЕНИ СОЛЯМИ МЕДИ Задание. Распознайте по окраске пламени хлорид меди (II). Оборудование. Графитовый стержень (прокаленный), или железная проволока (длиной 10 см), или ложечка для сжигания веществ, или стальное кольцо, впаянное в стеклянную палочку, горелка (спиртовка), спички, синий светофильтр (стекло). 170 Вещества. Образец хлорида меди (II), дистиллированная вода. Выполнение опыта Графитовый стержень смочите в дистиллированной воде, прикосните его к соли и внесите в бесцветное пламя горелки. (Напоминаем, что примеси соединений натрия в солях меди мешают определить истинный цвет пламени. Поэтому при проведении данного опыта пользуются синими светофильтрами.) Что вы наблюдаете? Опыт 32 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ МЕДИ (II) Задания. 1. Наблюдайте результат совместного гидролиза сульфата меди (II) и карбоната натрия. А 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакхщй, включая ионные уравнения реакций с образованием гидроксокарбона-та меди (II). Сделайте вывод о свойствах солей меди и гидроксида меди (II). Объясните причину образования основной соли. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы сульфата или хлорида меди (II), карбоната натрия. Выполнение опыта К раствору сульфата меди (II) прилейте раствор карбоната натрия до образования зеленого осадка основной соли. Одновременно наблюдайте выделение пузырьков газа. Опыт 33 РАЗЛОЖЕНИЕ ОСНОВНОГО КАРБОНАТА МЕДИ (II) (МАЛАХИТА) Задания. 1. Проведите реакцию разложения основного карбоната меди (II) и изучите продукты реакции. Отметьте окраску твердого продукта реакции. 171 i 11: 3. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. 4. Сделайте вывод о химических свойствах гидроксида хрома (III). Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы суль^)ата хрома (Ш), гидроксида натрия, соляная кислота. Выполнение опыта В две пробирки налейте по 4—5 капель раствора сульфата хрома (III) и добавьте по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка серо-зеленого хщета. В одну пробирку добавьте по каплям соляную кислоту, а во вторую — раствор гидроксида натрия до полного растворения осадков. Опыт 37 СОВМЕСТНЫЙ ГИДРОЛИЗ СУЛЬФАТА ХРОМА (III) И КАРБОНАТА НАТРИЯ Задания. 1. Проведите реакцию совместного гидролиза сульфата или хлорида хрома (III) и карбоната натрия. 2. Напишите ионные уравнения реакций: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия с образованием карбоната хрома (III); б) карбоната хрома (Ш) и воды с образованием гидроксида хрома (III) и оксида углерода (IV); в) суммарное уравнение двух предыдущих реакций. 3. Сделайте вывод о свойствах гидроксида и солей хрома (III). Укажите условия протекания полного гидролиза соли. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы сульфата (или хлорида) хрома (III), карбоната натрия. Выполнение опыта К 5—7 каплям раствора сульфата хрома (III) прибавляйте по каплям раствор карбоната натрия до образования осадка гидроксида хрома (III). Наблюдайте выделение оксида углерода (IV). 174 i Опыт 38 ПЕРЕВОД ХРОМАТОВ В ДИХРОМАТЫ И ДИХЮМАТОВ В ХРОМАТЫ Задания. 1. Осуществите реакции перехода хромата калия в дихромат калия и, наоборот, дихромата в хромат. 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы хромата калия, серной кислоты, гидроксида калия или натрия. Выполнение опыта В пробирку налейте около 2 мл раствора хромата калия и добавьте приблизительно 1 мл раствора серной кислоты. Отметьте изменение окраски реакционной смеси. Добавьте в пробирку несколько миллилитров раствора щелочи. Что вы наблюдаете? Опыт 39 ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ХРОМАТА КАЛИЯ С ХЛОРИДОМ БАРИЯ Задания. 1. Проведите реакцию между хроматом калия и хлоридом бария. 2. Напишите ионные уравнения реакции. Дайте назва-; ние образовавшейся соли бария, отметьте ее окраску. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы хромата калия и хлорида бария. ’ Выполнение опыта В пробирку налейте 2 мл раствора хромата калия и до-^ бавьте раствор хлорида бария до появления осадка. Опыт 40 ОКИСЛЕНИЕ ИОНОВ Mn^+ ДО ИОНОВ Мп'*+ Задания. 1. Осуществите превращения: MnSO^Мп(ОН)2 -^Мп(ОН)4 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций, дайте названия продуктов реакции, отметьте их окраску. 175 Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы сульфата или хлорида марганца (II), гидроксида натрия, бромная вода или пероксид водорода. Выполнение опыта Налейте в пробирку 2 мл раствора суль4>ата или хлорида марганца (II) и прилейте несколько капель раствора гидроксида натрия до образования осадка. Наблюдайте изменение окраски осадка (вследствие окисления кислородом воздуха). Для ускорения реакции можно использовать бромную воду или пероксид водорода. Опыт 41 ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА (III) И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ Задания. 1. Осуществите превращения: хлорид железа (III) —> гидроксид железа (III) -> -> суль^)ат железа (III) 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Укажите цвет продуктов реакции. Общэудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы хлорида железа (III), гидроксида натрия, серной кислоты. Выполнение опыта Используя имеющиеся реактивы, проведите реакции, соответствующие заданию 1. Что вы наблюдаете? l:i. Опыт 42 ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА ЖЕЛЕЗА (II) И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СЮЙСТВ Задания. 1. Осуществите превращения: суль^)ат железа (II) ---> гидроксид - железа (П) I гидроксид железа (III) 176 хлорид железа (II) 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Укажите цвет нерастворимых продуктов реакций. Оборудование. Штативе пробирками. Вещества. Растворы сульфата железа (II) (свежеприготовленный) и гидроксида натрия, соляная кислота. Выполнение опыта Используя имеющиеся в вашем распоряжении реактивы, проведите реакции, соответствующие заданию 1. Обратите внимание на постепенное изменение окраски гидроксида железа (II) при его окислении кислородом воздуха до гидроксида железа (III). Опыт 43 КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ИОНЫ Fe=*+ И Fe2+ Задания. 1. Осуществите взаимодействие между растворами: а) хлорида же.чеза (III) и гексациано^)еррата (II) калия КДГе(СК)(;1, б) хлорида железа (III) и роданида калия или аммония, в) сульфата железа (II) и гексациано^)еррата (III) калия Кз[Ге(СК)е]. 2. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. При составлении уравнений реакций учтите, что роданид железа Ге(СН8)з — малодиссоциирующее вещество. Укажите цвет полученных осадков. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы хлорида железа (III), сульфата железа (II) (свежеприготовленный), роданида калия или аммония (KCNS, NH^CNS), гексациано^кзррата (III) калия K3[Fe(CN)g], гексациано(})еррата (II) ка.чия K4[Fe(CN)g]. Выполнение опыта 1. В 2 мл раствора хлорида железа (Ш) внесите 1—2 капли раствора гексациано^)еррата (II) калия. 2. В 2 мл раствора хлорида железа (III) внесите 1—2 капли раствора роданида калия или аммония. 12 Зек. N« 433 ГузеЛ 177 3. в 2 мл свежеприготовленного раствора сульфата железа (П) внесите 1—2 капли раствора гексацианоферрата (III) калия. Что вы наблюдаете? Опыт 44 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ЖЕЛЕЗА (III) Задания. 1. Наблюдайте результат совместного гидролиза хлорида железа (III) и карбоната натрия. 2. Напишите ионные уравнения реакций гидролиза солей на первой стадии. Оборудование. Штатив с пробирками или пластины с гнездами, стеклянная трубочка или пипетка. Вещества. Растворы хлорида железа (III), карбоната натрия. Вьтолненме опыта К раствору хлорида железа (III) прилейте раствор карбоната натрия. Наблюдайте образование осадка (какого цвета?) и выделение газа. Опыт 45 ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА НИКЕЛЯ (II) И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ Задания. 1. Проведя необходимую реакцию, получите гидроксид никеля (II). 2. Исследуйте характер гидроксида никеля (II), 3. Напишите ионные уравнения проведенных реакций. Оборудование. Штатив с пробирками. Вещества. Растворы сульфата никеля (II) и гидроксида натрия, соляная кислота. Выполнение опыта 1. К 1 мл раствора сульфата никеля (II) прилейте раствор гидроксида натрия до образования осадка (какого цвета?). Содержимое пробирки разделите на две части. 2. В одну пробирку прилейте разбавленную соляную кислоту, в другую — раствор щелочи. Что вы наблюдаете? 178 Таблица Качественные реакции на катионы и анионы Анион Условие, реактив, катион Признаки, сокращенное ионное уравнение реакции СГ Нитрат серебра Ag"^ Белый творожистый осадок Ag+ + СГ = AgCli Вг~ Нитрат серебра Ag~^ Желтоватый творожистый осадок Ag^ 4 Вг~ = AgBri Г Нитрат серебра Ag+ Желтый творожистый осадок Ag* + Г = AgU so|- Растворимые соли бария Ва^ Белый осадок Ва2* + SO|- = BaSO^i NO3 H2SO4 (конц) и Си Выделение бурого газа Си + NO3 + 2Н^- = = Cu2^ + NOgt 4 HgO РО|- Нитрат серебра Ag* Ярко-желтый осадок 3Ag' +P0|- = Ag3P04i СгО|- Растворимые соли бария Ва^^ Желтый осадок Ва2^ 4- СгО|- = ВаСЮ^Х S2- Растворимые соли меди Черный осадок Cu2+ + s2- = CuSi СО|- Кислоты Н^ Выделение газа без запаха 2Н^ + СО|- = HgO + СО2Т он- 1. Лакмус 1. Си}шй цвет раствора 2. Фенолфталеин 2. Малиновый цвет раствора S 3. Метиловый оранжевый 3. Желтый цвет раствора 12* 179 продолжение Катион Условие, 1:>еактив, анион Признаки, сокращенное ионное уравнение реакции Н + 1. Лакмус I. Красный цвет раствора 2. Метиловый оранжевый 2. Розовый цвет раствора NH,,^ Щелочь, ОН“, Выделение газа с резким запахом NHj -е ОН - = NHgT + HgO Ag+ Соляная кислота. Белый творожистый осадок растворы хлоридов, С1 Ag+ + СГ = AgCU Li+ Пламя Красное окрашивание Na‘ Пламя Желтое окрашивание К' Пламя Фиолетовое окрашивание 1. Пламя 1. Кирпично-красное окрашивание 2. Растворы карбона- 2. Белый осадок тов, СОд~ Са2+ + СО| = CaCOgi Ва2^ 1. Пламя 1. Желто-зеленое окрашивание 2. Серная кислота. 2. Белый (мелкокристалличе- растворы сульфатов. ский) осадок sof Ва2+ + SO|- - BaS04i Си 2+ 1. Пламя 1. Зеленое окрашивание 2. Вода 2. Гидратированные ионы Си^* имеют голубую окраску Синий осадок 3. Щелочь, ОН~ Сц2 ' 1- 201Г = Cu(OH>2i Fc2+ 1. Щелочь, ОН 1. Зеленоватый осадок Ге2*^-н20Н =Fe(OIl)2i 2. Красная кровяная 2. Синий осадок (турнбулева соль Kg[F’e(CN)g], синь) Fe(CN)^?- 3Fe2+ f 2[Fe(CN)g]3 = = Гез1Ке(СК)б]2-1 180 Окончание Катион Условие, реактив, анион Признаки, сокращенное ионное уравнение реакции КеЗ+ 1. Щелочь, ОН* 1. Бурый осадок Fe®* f ЗОН = Fe(OH)g-i 2. Роданид аммония 2. Кроваво-красный осадок NH^SCN, SCN* Fe^' -1 3SCN* = Fe(SCN)gX 3. Желтая кровяная 3. Темно-синий осадок (берлин- соль K4[Fe{CN)g], ская .лазурь) Fe(CN)4 4Fe»++ 3[Ре(СН)б]'‘ = - FeJFe(CN)6J3i А13+ Щелочь, ОН* Желеобразный осадок белого цвета, «растворяется» в избытке раствора щелочи A]3^ + ЗОН = А1(ОН)зХ Правила по технике безопасности при работе в химическом кабинете I. Общие требования к поведению учащихся в кабинете химии 1. Соблюдение требований настоящих правил обязательно для учащихся, работающих в кабинете химии. 2. Допуск посторонних лиц в кабинет химии в момент проведения эксперимента разрешается только с ведома учителя химии. 3. В кабинете химии учащиеся обязаны проявлять осторожность в движениях, быть внимательными к указаниям учителя и лаборанта. На время работы учащиеся должны надевать халаты, пользоваться по указанию учителя средствами индивидуальной защиты, соблюдать чистоту и порядок на рабочем месте. 4. Запрещается загромождать проходы порт<))елями, сумками. 181 ОТВЕТЫ И РЕШЕНИЯ §23.1 1. Масса брома /п(Вг) = 16 г, следовательно, масса бромида калия в растворе т(КВг) = т(Вг) ■ М(КВг)/ М(Вг) = = 16 (г) • 119 (г/моль)/80 (г/моль) = 23,8' г. Процентная концентрация раствора со = 23,8 ■ 100/400 = 5,95%. 2. Масса иода т(1) = 0,508 г, следовательно, масса иодида калия в растворе m(KI) = m(I) • M(KI)/M(I) = = 0,508 (г) • 166 (г/моль)/127 (г/моль) = 0,664 г. Процентная концентрация раствора со = 0,664 • 100/200 = 0,332%. Объем хлора считаем по уравнению реакции: X 0,508 г 2KI + Clg = 2КС1 + I2 22,4 л 2127г 0,508-22,4 Г.Г.АЛС X = 2 ; j-" = 0,0448 л Его содержание в газовой смеси — 44,8 мл, что составляет 44,8% по объему. 3. а) Ссютветствующее количество хлорида калия v(KCl) = 5-2 =10 моль. ' Мы остав.ляем в результате столько значащих цифр, сколько их приведено в числовых данных условия задачи. Это обязате.пьное правило. В данном случае значащих цифр три, в соответствии с ве-.чичиной молярной массы бромида калия. Значащими цифрами чис.ла называю-г все его щсфры, за исключением ну.лей, стоящих в числе впереди первой цифры. Например, чис.ла 119, 120, 23,8, 0,00238 имеют по три значанщх цифры; в числе 1200 их четыре, а в числе 1,2 • 10^ — две. 186 Его масса /п(КС1) = V М = 10 • 74,5 = 745 г. б) Количество вещества, в котором содержится 522 г сульфата калия vCKgSO^) = 522 (г)/174 (г/моль) = 3 моль. Отсюда m(KCI) = 2 • V • М = 2 • 3 • 74,5 = 447 г. 4. Масса нового раствора m = 20 000 (мл) - 1,071 (г/мл) + 1500 (г) ♦- 1500 (мл) • 1 (г/мл) = = 24 420 г'. Масса соли m(NaCl) = 20 000 (мл) • 1,071 (г/мл) • 0.1 -I-1500 (г) = 3642 г. Массовая доля соли со = m(NaCl)/m = 3642/24 420 = 0,15, или 15%. 5. Масса НС1 т(НС1) = 200 (мл) • 1,19 (г/мл) • 0,38 = 90,4 г. Масса 10% -ного раствора (со = 0,1) m = т(ПС1)/со = 90,4/0,1 = 904 г. Масса добавляемой воды 904 (г) — 200 (мл) -1,19 (г/мл) = 666 г, или 666 мл (так как р (HgO) = 1 г/мл). § 23.2 1. Вг —Is^2s^2p4s^3p^3d^4s4p^. I — U^2s^2p^3s4p*^3d^4s4p4d^°5s4p^. § 23.3 1. Более реакционноспособна молекула фтора, так как химическая связь между атомами в ней слабее. 6. Электрически заряженная частица притягивает к себе столько других противоположно заряженных частиц, сколько их может разместиться около первой частицы. Количество ионов — ближайших соседей — определяется их относительными размерами — геометрией. Ионная связь, таким образом, ненасыщаема. * Обратите внимание, что мы очень часто, хотя и не всегда, записываем в расчетном уравнении значения величин с указанием единиц измерения. Это гарантирует от ошибок, связанных с одновременным испо.льзованием в ус.ловии раз.личных единиц (г и кг, л и мл и т. п.). 187 § 23.4 7. Кислород вошел в состав воды. Это, конечно, не окислительно-восстановительная реакция. 8. 4НС1 + PbOg = CIgT + PbCIg + 2Н2О 9. Восстановителем может быть только ион S^‘. § 23.5 1 г X л 6. 2KCIO3 = 2КС1 + ЗО2 2 - 161,5 г/моль 3 • 22,4 л/моль _ 1 • 3 • 22,4 _ - _ ^ 2-161,5 Если в условии задачи спрашивается «сколько вещества» и если единицы измерения специально не оговорены в условии, ответ должен даваться по возможности в единицах объема для газов и жидкостей и в единицах массы для твердых веществ. 8. Для НС1 задача не имеет смысла. нею — ClgO, HCIO3 — CI2O5, HCIO4 — CI2O7 9. Хлорноватистая кислота НСЮ — очень слабая кислота, слабее угольной. Поэтому ее соли относительно сильно гидролизованы и дают щелочную среду. Реакция гидролиза гипохлорита натрия; NaClO = Na+ + €10“ СЮ“ + Н2О НСЮ + OH- IO. Хлорная кислота HCIO4 — очень сильная кислота, одна из сильнейших известных кислот. Поэтому ее соли не гидролизуются. 11. Очевидно, что соль — это литиевая соль одной из оксо-кислот хлора, которые можно представить общей формулой НСЮ^^. Составим уравнение окислительно-восстановительной реакции. В ней окислителем выступает ион СЮ", а восстановителем — иодид-ион I*: сю; + 2гН^ + 2хе~ = СГ + хЩО 2Г - 2е' = I, сю; + 2хН+ + 2хГ = С1- + ХН2О + XI2 + U+ + ДЙ0|- -I- 2xNa-" + Li+ + jcSO|“ -f 2arNa^ LiClOj^ -f xHgSO^ -f 2д:Па1 = LiCl + xHgO + XI2 -l- xNa2S04 188 Xio Отсюда LiClO^ — (7 + 35,5 + 16x) г/моль — jc • 2 • 127 г/моль 0,543 г — 4,57 г (7 + 35,5 + 16x) ■ 4,57 = 0,543 • jc • 2 x = 3 Соль — хлорат лития NaClOg. Полное термическое разложение этой соли: 2LiCIOg = 21лС1 + ЗОдТ Отсюда 21лС10 127 3 30„ 2 • 90,5 г/моль — 3-32 г/моль Потеря массы составляет 3 • 32/(2 • 90,5) • 100 = 53“/о. 12. Решение задачи аналогично решению предыдущей задачи. СЮГ + 2jcH+ + 2хе- = СГ + jcH„0 21- - 2е- = П СЮ/ + 2хН+ + 2:сГ = СГ + jcHgO + jclg + Na^ + JcSO|-+2xNa-^ + Na+ +д:80|- +2xNa+ NaClO^ + XH2SO4 + 2jcNal = NaCl + jcHgO + jclg + jcNagSO^ — xIo Отсюда NaClOj, — (23 + 35,5 + 16jc) г/моль — jc • 2 • 127 г/моль 0,543 г — 3,05 г (23 + 35,5 + 16jc) • 3,05 = 0,543 • jc • 2 • 127 jc = 2 Соль — хлорит натрия NaClOg. Полное термическое разложение этой соли: NaClO, NaClOg = NaCl + Ogt О, '2 ^2 90,5 г/моль — 32 г/моль Потеря массы 32/90,5 • 100 = 35,4%. § 23.6 5. В сульфате железа (III) окислителем выступает именно железо (III). Однако оно является очень слепым окислителем и поэтому может окислить лишь сравнительно сильный восстановитель. 189 Таковым среди предложенных веществ может быть иодид-ион I из иодида аммония: 2Fe^+ + 2Г = 2Fe2^^ + Ц § 24.1 7. Правильный ответ В. 10. Масса растворенного вещества т(в-во) = 3000 (мл) • 1,143 (г/мл = г/см®) • 0,20 = 685,8 г. Масса насыщенного раствора т(р-р) = 685,8/0,468 = 1465,4 г. Масса испаренной воды 3000 • 1,143 - 1465,4 = 1963,6 г. § 24.2 11. Правильный ответ В. 14. 6HCIO4 + Р2О5 = 3CI2O7 + 2Н3РО4. Это не окислительно-восстановительная реакция. 17. Расчет проводим по стехиометрическим соотношениям, и не требуется составление уравнения реакции. 1 т Р Н3РО4 31г/моль 98 г/моль Теоретический выход кислоты: 1-98 X = 31 = 3,2 т Практический выход — 3,2-0.9 = 2,9 т. 19 Ре о * X ■ 11= ' = M^(Fe) • МД О) 77,8 . 22,2 56 • 16 1,4 : 1,4; FeO !i § 24.3 2. Около центрального атома (С) располагаются два максимума электронной плотности. Максимальное расстояние между ними будет в случае линейной молекулы (ZOCO = 180°). Центр тяжести отрицательных зарядов (на атомах кислорода) совпадает с центром тяжести положительного заряда (на атоме углерода). Следовательно, молекула COg неполярна (хотя каждая из связей полярна). 4. Молекула полярна, если центр тяжести отрицательных зарядов (на более электроотрицательных атомах) не совпадает с центром тяжести положительных зарядов (на более электроположительных атомах), и неполярна в случае совпадения. 190 о. кДж моль 4000 3000 2000 1000 Заряд иона 5. Чем больше заряд иона и чем в меньшем объеме он сосредоточен, иными словами, чем выше плотность электрического заряда иона, тем сильнее он притягивает полярные молекулы воды, тем выше энергия гидратации и прочнее соответствующие аквакомплексы. 6. Для однозарядного иона ра- диусом 57 пм энергия гидратации составит -600 кДж/моль, а для двухзарядного иона---2200 кДж/моль. 7. Рис. 0.1. Этот рисунок выполнен в том же масштабе, что и рис. 24.3. Видно, что энергия гидратации значительно сильнее зависит от заряда иона, чем от его размера. 8*. Так как атом фтора более электроотрицателен, чем атом кислорода, то водородная связь, образующаяся между молекулами HF, во фтороводороде прочнее. С другой стороны, с каждым атомом фтора образуется одна водородная связь, а с атомом кислорода — две. 9. Прочность связи определяется энергией, которую надо затратить на ее разрыв (или, что то же, энергией, которая выделяется при ее образовании). Единицы энергии химической связи — кДж/моль. 10. См. ответ на задание 8. В воде больше водородных связей. 11. Водородная связь — это электростатическое притяжение положительно поляризованного атома водорода к отрицательно поляризованному атому другой молекулы. Атом поляризован — это значит, что на нем имеется электрический заряд, он является полюсом. Более сильная поляризация обозначает болыпий эффективный электрический заряд. Чем больше разность электроотрицательностей соединенных атомов, тем сильнее их поляризация. 12. Из-за наличия водородных связей, обеспечивающих дополнительное притяжение между молекулами, HF, HgO и NH^ не укладываются в общую зависимсють: для однотипных веществ молекулярного строения температуры кипения и плавления повышаются с увеличением их молекулярной массы. 1 2 3 Рис. О.1. Зависимость теплоты гидратации катионов от их зарядов 191 в других водородных соединениях, с менее электроотрицательными атомами, водорс>дные связи не образуются из-за недостаточной поляризации (см. ответ на предыдущее задание). Они не возникают и между молекулами метана СН^, так как атом углерода в нем уже имеет максимально возможное число связей. 13. Все без исключения «аномальные» свойства воды обусловлены наличием водородных свя.зей. К этим свойствам относятся аномально высокие температура кипения и температура плавления, меньшая плотность льда, чем жидкой воды, очень высокая теплоемкость и другие. Ответы на тестовые задания № задания 15 16 17 18 19 Правильный ответ Б Г Г Б Б 20. Число молекул в данном колшюстве воды 9 (г)/18 (г/моль) ■ 6 • (1/моль = моль ’) = = 3 п = т/М ■ 1023. Атомов в три раза больше, т. е. 9 • 1023. 21. т(соль) = 1200 • 0,2 = 240 г. О) = 240/800 = 0,3, или 30%. § 24.4 1. Одним и тем же термином «закон действующих масс» обозначаются два разных закона. Один закон относится к скоростям химических реакций и гласит, что скорость реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ в степенях, которые равны стехиометрическим коэффициентам только в том случае, если реакция идет в одну стадию, т. е. если уравнение реакции отражает действительный путь реакции. Второй закон относится к химическому равновесию и гласит, что при равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам, к такому же произведению концентраций реагентов есть величина постоянная, не зависящая от относительных количеств веществ, введенных в реакцию. Это отношение называется константой равновесия (см. § 17.3). 2. fH+] - 2[Il2S04] = 1 моль/л; pH = -lg[H+] = -Ig 1 = 0. 3. [IH] = ЛГз/[0Н*] = Ку2[Са(ОН)2] = 10 *“/о,01 = 10“’2; pH = 12. 192 4. Для указанного раствора гидроксида кальция рЫ — 12,9. Следовательно, в нем [Н*^] = 10 а [ОН J ^ 10’*'‘/10 = = 10 = 0,08 моль/л. Такая концентрация гидроксид-ионов, очевидно, соответствует 0,04 М раствору CaCOIHg. 5. pH = 2. 6. pH 7 в растворе щелочи КОП и гидролизующейся соли слабой кислоты NagCOg; pH < 7 в растворе кислоты H^SO^ и гидролизующихся солей сильных кислот FeClg и CuSO^; pH = 7 в водном растворе негидролизующейся соли NaCl. 7. Соляная кислота (мы знаем, что это сильная кислота), уксусная кислота, угольная кислота (мы знаем, что уксусная сильнее угольной: при действии на соду уксусом выделяется углекислый газ), сульфат натрия (pH раствора негидролизующейся соли близок к 7), гидроксид магния (слабое основание), гидроксид кальция (сильное основание). 8. В воздухе всегда содержится угольная кислота в виде водного раствора углекислого газа. 9. pH < 5; [Н‘J - 10-->; [HC1J > Ю ^ моль/л § 24.5 1. ВаО + HgSO^ - BaSO^i 4 HgO BaOg -4 HgSO^ = BaSO^i + Для получения пероксида водорода в лаборатории используется пероксид бария, а не натрия, например, так как в реакхщи с BaOg образуется раствор чистого пероксида водорода. 2. Белила называются «белилами*, потому что они белые. Темнеют они, конечно, под воздействием сероводорода. 3. МпО^- 4 8Н+ 4- 5е Мп2' 4 4Н2О Н2О2 - 2е' = Од 4 21Г 2МпО" 4 16Н- -4 SHgOg = 2Мп2‘ + 8Н2О -4 5О2 + ЮН* 2МПО4 -4 6Н* + 5Н2О2 = 2Мп2^ 4 8Н2О 4- 5О2 +2К' -4 3SO|- 4-2К^ 4 380| ЗКМпО^ 4- SHgOg + 3H2SO4 = 2MnSO^ 4- KgSO^ 4- SHgO 4- SOgT 5. Среди предложенных веществ имеется вск;становитель — иодид калия. С ним и будет реагировать пероксид водорода в подкисленном водном растворе: 13 Зек. № 433 ryiMi 193 IlgOg + 2e- = 20H- 21- - 2p- = I2 HgOg + 21- = 201Г + I2 +2K'' +2K+. H2O2 + 2K1 = 2KOH +I2 6. Ba + O2 ~ Ba02 BaOg + H2SO4 = BaSO^i + ЩО^ § 24.6 1. При химическом взаимодействии происходит разрыв одних химических связей (энергия затрачивается) и образование других (выделяется энергия). Разные связи имеют различные энергии, поэтому их разность не может равняться нулю. 3. Так много возможных реакций, что и сосчитать практически нельзя, да и не нужно. 5. По определению, энтальпия образования — это энтальпия реакции образования данного вещества из соответствующих простых веществ. Чему тогда равна энтальпия образования простого вещества? 6. а) FeO ч Щ = Fe + IlgO^ AfH -264,8 -241,8 кДж/моль = А^ЩН20^) - А//(Р"еО) = (-241,8) - (-264,8) = + 23 кДж Реакция эндотермическая. б) Ng + ЗЩ = 2NH3 AfH 2 • (-46,2) А// = 2A^/(NH3) = 2 • (-46,2) = -92,4 кДж Реакция экзотермическая. 8. X 1991 кДж С1П 20, = СО2 + 2Щ0^ + Q 2•22,4 л/моль ^ 2 •22,4- 1991 ^ • 892 892 кДж/моль = 100 л li Теплота сгорания (таков стандартный термин, а не «тепловой эффект горения*)— это теплота сгорания 1 моль вещества в стандартных условиях, которыми называются давление 1 атм и температура 298 К (25 '’С). Обычно этот термин используется для характеристики органических веществ. Продуктами сгорания считаются газообразный углекислый газ и жидкая вода. 194 § 24.7 1. Уравнение химической реакции — это материальный баланс химического процесса. Оно отнюдь не указывает, какие молекулы (или атомы, или ионы) и в какой последовательности соединяются между собой. Мы считаем нужным именно здесь подчеркнуть смысл понятия «уравнение реакции», чтобы избежать ошибочного представления об уравнении как указании реального пути реакции. 3. Правильный ответ Б. 4. Правильный ответ В. 6. 45 кДж/моль. 7. 35 кДж/моль. 8. Белый фосфор значительно легче, быстрее и при более низкой температуре воспламеняется на воздухе. Следовательно, энергия активации его окисления кислородом меньше. 10. Реакция 2П2 -1-02 = 2Н2О начинается лишь при достаточно сильном нагревании (поджигании). Ее энергия активации велика. Реакция 2Fe 4 О2 = 2FeO (или другой оксид) очень медленно протекает при комнатной температуре, но быстрее, чем предыдущая. Можно сказать, что энергия активации этой реакции велика, но меньше, чем предыдущей. Реакция Na2COg + 2НС1 ■= 2NaCl 4- СО2Т 4 HgO осуществляется при комнатной температуре. Энергия активации этой реакции мала. Реакция Ва^"*^ • aq + SO| • aq ^ BaSO^i происходит так быстро (мгновенно), что мы даже не можем наблюдать ее протекания во времени. Энергия активации этой реакции очень мала. 14. Разрушение кристаллов реагентов, обнажение новых поверхностей и уменьшение тем самым энергии активации взаимодействия. 15. В тексте параграфа приведен коэффициент Вант-Гоффа Y= 2. Следовательно, скорость реакции увеличится в = 2® = = 8 раз. 17. В условии задания 16 сказано, что для этой реакции у = 4. 42 - 36,6 Следовательно, возрастание скорости составит 4 = = 2,1 раза. 50-30 = 7,3; у2 = 7,3; у=2,7. 18. у 10 60 - 20 Отсюда увеличение скорости реакции будет 2,7 * = 53,1 раза. 13* 195 170 150 19. Y = 250; - 250: у = 15,8. (Как кидите, у может иметь практически любые значения. Интервал 2—4 относится к реакциям, идущим при температурах, близких к комнатной.) И> § 24.8 3. Число молеку.л в 1 л равно б ■ 10^''*/22,4 = 2,7 ■ 10^^ (расчет очень приблизительный, поэтому можно не учитывать отличие комнатной температуры от «нормальной», 0 ''С). В условии задачи сказано, что доля «активных» молекул при комнатной температуре в данной газовой смеси составляет 3 • 10^^. Следовательно, число таких молекул 2,7 • 10^^ • 3 • 10 = 8 • 10 Много меньше одной молекулы! В такой смеси активных молекул вообще нет, реакция не происходит. 4. Подобного рода задания требуют мысленного представления реального проведения реакции и наблюдаемого эффекта. Правильный ответ А. 5. Правильный ответ Г. 6. Правильный ответ А. 7. Реакция протекает в несколько стадий. Для одностадийной реакции уравнение скорости реакции имело бы вид г - )с)(Н202) 8. г = 60 • 0,1 • 0,2 = 1,2 мольДл • с). 9. Скорость реакции увеличится в 3^ = 9 раз. 10. При повышении давления в два раза объем реакционной системы уменьшится в два раза, соответственно во столько же раз возрастет концентрация каждого из реагентов. Скорость реакции увеличится в 2^ • 2 = 8 раз. (СОгГЮг! 2) Ng ЗП2 « 2NH3 INH3I" К IN2HH2 § 24.9 1. 1) 2СО 4 Og 2СО2 5) II2SO3 21П 4 SOf- IH’nsoti IH2S03] 6) FeO 4- Hg Fe 4- HgO,, IHgO) К = in. 196 3) CIi2=Cll2 4 Щ <=> CH3—СНз IC2HJIH2] 4) H2SO3 С=7> Н+ 4- IISO3 К = [Н 11HSO, 7) СаСОз <=> СаО + СО2 К = [СО,] 8)AgCl^p«Ag;.p4-CIp.p Я = ]AgMlCl I IH2SO3I Обратите еще раз внимание, что в выражениях дл»1 констант равновесия отсутствуют «концентрации» твердых венщств. В хо де реакции они не меняются, изменяются только количества ве щес;тв. 2. I, 2, 3, 6, 7. 3. См. сноску на с. 53 (§ 24.8). 6. Это экзотермическгш реакция (энергия продуктов меньше, чем энергия реагентов). Следовательно, п{>и повышении температуры равновесие сместится влево. Скорости и прямой, и обратной реакций (как практически для любых реакций) увеличатся. По увеличатся в разной степени. Энергия активации прямой реакции меньше, чем обратной, поэтому ее скорость возрастет меньше. 7. 6. 8. 2 и 6. § 24.10 1. См. рис. 0.2. г 1 О S Se Рис. 0.2. 3iivp,-.cinu4(’ciiue диаграммы ипюмии О, S, Se 197 5*. К [Н ][HS IH2S1 IHS 1 Диссоциация по первой ступени происходит в значительно большей степени, чем по второй (первая константа диссоциации больше второй в 10 млн раз!). Это объясняется тем, что на первой стадии диссоциации она определяется взаимным притяжением двух однозарядных ионов (Н^ и Н8 ), в то время как на второй ступени ион водорода Н' притягивается двухзарядным ионом S^“. 8. Суль()5ид-ион в водных растворах окисляется кислородом воздуха: 282- + гН^О = 2Si + 4011- Помутнение раствора 10. В исходном водном растворе содержатся два вещества — соляная и сероводородная кислоты, которые находятся в виде молекул и ионов П^, СГ, HgS, IIS , S2": Этапы прибавления щелочи Ионы и молекулы в растворе Вещества в растворе 0 Н\СГ, H2S ПС1, HgS 1. Частичная нейтрализация ионов Н''^ из соляной кислоты Н^, СГ, H2S, Na+ ПС1, ILJS, NaCl 2. Полная нейтрализация ионов П"* из соляной кислоты СГ, HgS, Na-* H^S, NaCl 3. Частичная нейтрализация ионов И' из рероводородной кислоты СГ, HgS, HS , Na"" HgS, NaHS, NaCl 4. Полная нейтрализация ионов И * из сероводородной кислоты при диссоциации по первой ступени СГ, HS , Na^ NaHS, NaCl 5. Частичная нейтрализация ионов Н' из сероводородной кислоты при диссоциации по второй ступени Cl', HS , s2-, Na+ NaHS, NagS, NaCl 198 Этапы прибавления щелочи Ионы и молекулы в растворе Вещества в растворе 6. Полная нейтрализация ионов из сероводородной кислоты при диссоциации по второй ступени С]-, S2-, Na+ NagS, NaCl 7. Избыток NaOH С]-, S2-, Na+, 01Г NagS, NaCl, NaOH 3. SCL ;с1 ;s:cic § 24.11 SCL °c'f tr :ci° “ о о Валентность серы равна +2 в SClg и +4 в SCl^. 10. SOg + NOg = SOg ч NO 11. Вычислим количество сернистого газа, полученного в обеих реакциях. Для этого нет необходимости в записи уравнений реакций, так как очевидны соотношения SO, FeS, 2SO, J PeS ^^v/g ‘'=‘^2 1 моль — 1 моль 1 — 2 моль 8,8 (г)/88(г/моль)— х 12 (г)/120(г/моль)— х X = 0,1 моль X - 0,2 моль Общее количество сернистого газа 0,3 моль. Из уравнения реакции SOg + 2NaOH = NagSOg + HgO видим, что количество израсходованного гидроксида натрия равно 0,6 моль, что составляет 40 (г/моль) • 0,6 (моль) = 24 г. Масса раствора NaOIl m = 24/0,25 = 120 г. Объем раствора NaOH 120 (г)/1,28 (г/см^) = 93,75 см^, или 93,75 мл. 12. Чтобы определить состав образовавшейся соли, необходимо знать количества (в молях) реагирующих веществ. Найдем их. 44,8 л X 2HgS + 30g = 2SOg -h 2HgO x = v(SOg) = 2 моль 2 • 22,4 Л 2 моль v(NaOH) = m/M = 285,7 (мл) • 1,4 (г/см^) • 0,40/40 (г/моль) = = 4 моль. 199 SO2 4 NaOH = NaliaOg SO2 4 2NaOIi N82803 4 IlgO Возможные реакции: v(S02); v(NaOFI) = 1:1 v(S02>: v(NaOH) = 1:2 Относительные количества реагентов соответствуют второму уравнению. Следовательно, образовалась средняя соль — сульфит натрия. § 24.12 2. Под растворением понимают процесс образования раствора, ко.мпонентами которого являются исходные вещества (например, NaCI и Н2О). При «растворении» металлов в кислотах получается раствор не металла (исходного вещества), а его соли, образовавшейся в результате химической реакции, а не «расггворения* металла. 6. Правильный ответ А. 7. На иодид натрия будет действовать (как окислитель) только концентрированная серная кислота. При этом она может }юс-становиться до SOg. 8 или П28. На самом деле, конечно, образуется смесь продуктов с преимущественным содержанием одного из них в зависимости от температуры. Предположим, что образовался сернистый газ. Тогда SO| 4 4Н' 4 2е" 8О2 г 2Н2О 2Г-2е =1, 80|-4 4Н' 4 2I-. H2SO4 + 2HI ^ Если образовалась сера, то SO2 4 2П2О 4 I2 • 8О2 4 2Н2О 4 Ц 80|' 4 8Н+ 4 6с- = 84 4Г1оО 2Г 2с =1„ 80| 4 8Н ^ 4 6Г =84 4Н.,0 4 3L П280^ 4 6HI = 84 4Н2О 4 3I2 В случае образования сероводорода f 101Г 4 8с sof П28 4 4II2O 21 2с = L 80| + 10П ‘ 4 8Г = Н28 4 4II2O 4 4I2 Н28О4 4 8Ш ^ 2(Ю П28 4 4ЩО 4 4Ig i 8. Горячая концентрированная серная кислота является сильным окислителем, при этом она восстанавливается до оксида серы (IV): SO| ■ + 4Н+ f 2с“ = SO2 + 2Н2О S2CI2 + 4Н2О - 6е 2SO2 + 2НС1 + 6П* 3SO| 4 12Н* S2CI2 4 4Н2О = 5SO2 + 6Н2О 4 2НС1 + 6И ' 3SO| 4 61П + S2CI2 = 5SO2 4 2II2O 4 2ПС1 3H2SO4 + S2CI2 = 5SO2 4 2П2О 4 2НС1Т Обратите внимание, что в уравнении полуреакции окисления хлорида серы мы записали формулу сильного электролита — соляной кислоты в виде молекулы. В условиях проведения реакции образуется не кислота, а хлороводород, выделяющийся из раствора. Таким обря.чом, соотношение количеств веществ в газовой смеси 5SO2 ~ 2НС1 Объемная доля SO2 Объемная доля НС1 5/7 = 0,714, или 71,4% 2/7 = 0,286, или 28,6% 9. Для определения массовой доли вещества в растворе необходимо знать массу растворенного вещества, в данном случае m(H2S04), и массу раствора т. т(Щ80^) = 50 (мл) • 1,84 (г/мл) • 0,96 = 88,3 г, m = 50 (мл) • 1,84 (г/мл) 4- 250 (мл) • 1 (г/мл) = 342 г, со = 88,3/342 = 0,258, или 25,8%. 10. Масса растворенного вещества /71(112804) складывается из массы серной кислоты, которая содержалась в исходном растворе /Tij, и кислоты, образовавшейся в реакции оксида серы (VI) с водой /П2- /72j = 160-0,80 = 128 г. Массу определяем, исходя из уравнения реакции 40 г /п. SOg 4- Н2О = H2SO4 98 г/моль ГПо 49 г 80 г/моль /77(112804) = 128 4- 49 = 177 Г Масса раствора т ~ 40 + 160 = 200 г (О = 177/200 = 0,885, или 88,5%. 201 11. Содержание H2SO4 в заданном об'ьеме аккумуляторной кислоты mCUgSO^) = 2400 (см^) • 1,27 (г/см^) • 0,357 = 1088 г. Необходимый объем HgSO^ ^(HgSO^) = 1088 (г) /(1,84 г/смЗ) = 591 см^. 12. S — H2SO4 32— 98 • 64 — X X = 196 г Конечно же, такое количество серной кислоты можно получить лишь в отсутствие потерь. Л этого не бывает. 13. Сначала вычислим исходные количества веществ-реагентов: vCHgSO^) = v(SOg) = 50 (г)/80 (г/моль) = 0,625 моль, v(KOII) = 400 (мл) -1,19 (г/мл) ■ 0,20/56 (г/моль) =1,7 моль, В соответствии с уравнением реакции H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О для полной нейтрализации кислоты необходимо 0,625 ■ 2 = = 1,25 моль КОН. По условию задачи количество щелочи больше, следовательно, раствор будет иметь щелочную реакцию. § 25.1 11. т(1ШОз) = 200 (мл) • 1,4 (г/мл) • 0,63 = 176,4 г. Масса образовавшегося раствора с учетом того, что плотность воды равна 1 г/мл: т = 400 (г) + 200 (мл) • 1,4 (г/мл) = 680 г, со = т(НЫОз)/ т = 176,4/680 = 0,26, или 26%. 12. В молекуле аммиака NHg. 13. (См. также ответ на задание 10 из § 24.10.) В исходном водном растворе содержатся два вещества — аммиак и гидроксид натрия, которые находятся в виде молекул и ионов NHg • HgO (NH4OH), Na"^, ОН". В щелочном растворе равновесие диссоциации гидроксида аммония NHg ■ HgO (NH4OII) <=> NH;J + ОН-практически целиком смещено влево, так что ионов аммония NII4 в растворе практически нет. Аммиак в растворе можно записывать в виде или молекул NHg, или гидратированных молекул 202 ] NHg • HgO, или молекул основания NH^OH, все эти записи эквивалентны и их следует применять в зависимгюти от того, какая из них удобнее в данный момент. Этапы прибавления кислоты Ионы и молекулы в растворе Вещества в растворе 0 NHg, Na^-, ОН - NHg ■ HgO (NH4OII), NaOH 1. Частичная нейтрализация ионов ОН" из щелочи 01Г, Cl", NHg, Na-" NaOH, NHg, NaCl 2. Полная нейтрализация ионов ОН из щелочи Cl", NHg, Na+ NHg, NaCl 3. Частичная нейтрализация ионов ОН" из гидроксида аммония Cl", NHg, NH+, Na+ NHg, NH4CI, NaCl 4. Полная нейтрализация ионов ОН из гидроксида аммония СГ, NH4+, Na^ NH^Cl, NaCl 5. Избыток НС1 Cl", NH|, ll\ Na' NH4CI, NaCl, ИС1 14. Аммиак — восстановитель, поэтому в окислительно-восстановительную реакцию он вступает только с окислителем, в качестве которого среди предложенных веществ может быть лишь оксид железа (II, III) FegO^. Условие задачи не предоставляет нам достаточных данных, чтобы определенно решить, до каких продуктов будет восстанавливаться рассматриваемое соединение железа, тем более что не указана температура. Но мы знаем, что в реакции синтеза аммиака в качестве катализатора выступает металлическое железо (с некоторыми добавками). Это значит, что в атмосфере аммиака металлическое железо устойчиво. Оно и может образоваться в реакции FegO^ + NHg Fe + Ng + HgO Очевидно, что для составления уравнения этой реакции метод записи уравнений электронно-ионных полуреакций, обычно применяемый для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах электролитов, непригоден, и мы восполь- 203 зуемся методом электронного баланса, основанным на понятии «степень окисления» (см. § 25.2). При этом учтем, что железо в соединении находится в двух степенях окисления (его фор мулу часто представляют в виде КеО • FegOy). Fe+2 4 2е~ = Fe 2Fe^3 4 == 2Fe 2N-3 - 6е~ = 2N SFegO^ + 8NII3 = 9Fe 4 dNg + I2H2O 15. 20,5 г X Ca(OII)2 + 2HNO3 = Са(ЫОз>2 + 2II2O 74 г/моль 2 ■ 63 г/моль X = т(НПОз) = 20,5-2-63 74 35 г 'иСр-Р) ~ 560 • 1,51 = 845,6 г, oXHNOg) = 35/845,6 = 0,041, или 4,1% § 25.4 1. Получение водорода СН^ + 2Н2О = СО2 + 4112 Удаление кислорода СН^ + < CiiHfea аммиака N„ + ЗН, <—- 2NII, ' СО2 + 2II2O 6. Как и в реакции разложения нитрита аммония, здесь образуется промежуточная степень окисления, но на этот раз средняя между -3 у азота в ионе аммония и -Ь5 в нитрат-ионе, т. е. -И: NH4NO3 = NgO -ь 2Н2О 11. Сероводород будет реагировать только с кислотой-окислителем, т. е. азотной. Однако азотная кислота действует по-разному в концентрированных и разбавленных растворах, при повышенных и обычных температурах... Так как в условии задачи это не оговорено, придется рассмотреть разные варианты. По и при этом возникают трудности, поскольку в любом случае одновременно образуются несколько различных продуктов восстановления азотной кислоты. Поэтому все уравнения реакций H2S с HNO3 в значительной мере условны. Мы рассмотрим лишь в:ши-модействие с концентрированной кислотой, где ответ более однозначен. 204 с холодной кон11снтрированной азотной кислотой: 3 S2- - 2с- = S 2 NOg + 4Н+ + Зс- = N0 + 2Щ0 3S2- 4 2NQ- + 8П+ = 3S 4 2N0 + 4Н2О 3II2S t 2HNO3 = 3Si -I 2N0T + 4II2O С горячей концентрированной азотной кислотой (которая окисляет серу до сульфат-иона): S2- 4- 4Н2О - 8с- = SOf- 4 8Н-" NO3 + 2Н+ + с- = NO2 + HgO S2- 4 4Н2О н 8NO- + 161П = S0|- + 81П + 8NO2 + 8Н2О S2- 4 8NO3- 4 101П = S0|- 4- 21П 4 8NO2 4- 4II2O H2S 4 8HN0g = H2SO4 4 8NO2T 4- 4H2O 12. Сначала пронумеруем все реакции: N0 N11, N„ N0 3 N0 Ф IINO3 -§-> Cu(N03)2 СиО -10^ Си 1) 2N0 + 02 = 2N02 2) 4NH, + 5О2 = 4N0 4- 6Н2О 3) 4NH3 4 ЗО2 = 2N2 4 6Н2О 4) N2 + ЗН2 <=> 2NH, 5) N2 + О2 = 2N0 6) 4NO2 + О2 4 2Н2О = 4HNO3 7) 4IINO3 .Гвет, нагрев^ 4-02 4- 2II2O 8) 8HN0g 4- 2Cu - 2Си(ПОз)2 -ь 41I2O 4- 4NO2 ИЛИ «HNO3, 4 ЗСи = 3Cu(NOg)2 4- 4Н2О 4 2NO или 2IINO3 4 СиО = Си(ПОз)2 4- ИдО 9) 2Cu(NOg)2 = 2CuO 4 4N0g 4 Og 10) Cu0 4 Hg = Cu 4 HgO « 1 205 13. N.. NIL NII4NO3 NO NO., HNO, Fe(N03>3 10 «2 + ЗН2 « 2NH3 NH4NO3 DN2 2) NHg + HNOg 3) NH4NO3 + NaOH = NII3T + NaNOg + IlgO 4) N2 -t O2 = 2NO 5) 2NO + 02 = 2NO2 6) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4IIN0g 7) 4HNO3 свет, нагрев^ + Og + 2II2O 8) To же, что и реакция 2. 9) 31fNOg + Ке(ОН)з = Ке(ЫОд)з + ЗНдО 10) 4Fe(NOg)3 = 2Fc203 + 12NOg + ЗОд 14. Практически все требуемые реакции написаны в ответах на задание 12. Здесь приведем лишь две последние реакции: СиО + Пд = Си + НдО Си ) Clg = CuClg § 25.5 7. В галогенидах фосфор может проявлять валентности III и V. Так как в условии задания никаких данных для выбора валентности нет, то придется исследовать оба случая. Начать надо с более вероятного, т. е. с более часто встречающейся валентности V. Уравнение реакции гидролиза (галоген обозначим буквой Г): РГд + 4НдО = Н3РО4 + 5НГ Реакция нейтрализации образовавшихся кислот: Н3РО4 + 5ИГ + 8NaOH = NagPO^ + 5NaT+ SHgO Видим, что на 1 моль галогенида фосфора расходуется 8 моль гидроксида натрия. Вычисляем количество галогенида по пропорции РГ5 1 моль X 1-3 X = — 3 0,055 NaOH 8 моль 0,055 моль 8 = 0,021 .моль 206 Отсюда молярная масса галогенида М ~ 4,54 (г)/0,021 (моль) = = 216 г/моль. На пять атомов галогена приходится М(РГд) — М(Р) = = 216 - 31 = 185. Следовательно, относительная атомная масса галогена = 185/5 = 37, что практически соответствует хлору. Таким образом, ответ РСЦ. Следует проверить и второй случай — РГд. Проведем те же процедуры: РГд + ЗНдО = HgPOg + ЗНГ HgPOg + ЗНГ + 5NaOH = NagHPOg + 3NaT+ ЗНдО (Отметим, что фосфористая кислота HgPOg, несмотря на наличие трех атомов водорода, двухосновная. Один из атомов водорода соединен с атомом фосфора и не может замещаться на металл Н-0 II Р / ч н—о о Ведь вас не удивляет, что, например, в молекуле уксусной кислоты СНдСООН, содержащей четыре атома водорода, лишь один замещается на металл.) РГд NaOH 1 моль — 5 моль X — 3-0,055 моль 1 • 3 • 0,055 X -- 0,033 моль Отсюда молярная масса галогенида М = 4,54 (г)/0,033 (моль) = = 137,6 г/моль. На три атома галогена приходится М(РГд) — М(Р) = = 137,6 - 31 = 106,6. Следовательно, относительная атомная масса галогена = 106,6/3 = 35,5, что лучше соответствует хлору, чем вариант с пятивалентным фосфором. Таким образом, правильный ответ PClg. 8. PgOg + бНдО - Ле- = 2РО»- + 10Н+ NOg I 4Н^ + Зе- = N0 4 2НдО i I ЗРдОд + ХбНдО + 4N0g + 16lP = бРО^^" + 30lH 4 4NO + 8Н2О ЗРдОд + 7II2O + 4NOg = 6P0J-+ 14Н' + 4N0 + 4IH + 4ir ЗР2О3 + 7II2O + 4HNOg = 6H3PO4 + 4N0 207 9. (См. ответ на задание 10 в § 24.10.) 1) КИ2Р04И K2IIPO4 2) KgllPO^ 3) К2НРО4 и К3РО4 4) К3РО4 5) К3РО4 и КОН 10. 1) KgHPO^, КИ2РО4, K2SO4 2) KII2PO4, K2SO4 3) KII2PO4, K2SO4 и И3РО4 4) K2SO4 и Н3РО4 5) KIISO4. K2SO4 и Н3РО4 6) KHSO4, H2SO4 и Н3РО4 11. Вычисляем количества BeuiecTB-peareHTOB; v(KIl2P04) = CP = 0.1 (моль/л) • 0,080 (л) = 0,008 моль. v(KOH) - СР = 0,16 (.моль/л) • 0,025 (л) = 0,004 моль. Составляем уравнение реакции с учетом того, что количество КОП вдвое больше количества КНзРО^,: КН2РО4 4 2KOII = К3РО4 2II2O Видим, что количество К3РО3 равно количеству КНзРО^, т. е. 0,008 моль. 12. v(NaH2P04) = СР = 0,2 (моль/л) • 0,050 (л) = 0,01 моль, v(ilCl) = СР = 0,5 (моль/л) ■ 0,100 (л) = 0,05 моль. Исходя из единственно возможного уравнения реакции Nall2P03 + НС1 = П3РО4 + NaCl делаем заключение, что здесь в избытке имеется соляная кислота. Полностью прореагировала соль ЫаПзРО^ с образованием эквивалентных количеств у(НзР04) = 0,01 моль и v(NaCl) = 0,01 моль. Кроме того, в растворе остался избыток соляной кислоты в количестве 0,05 - 0,01 = 0,04 моль. 13. Вычисляем количества веществ-реагентов: у(ПзР04) = СР = 6 (моль/л) • 0,0005 (л) = 0,003 моль. Массу гидроксида бария найдем из пропорции 10 — л: 103,89 г — 3,89 г jc = 0,374 r Отсюда количество гидроксида бария v(Ba(OH)2) = тп/М — 0,374 (г)/171 (г/моль) = 0,002 моль Возможные реакции; 1) 2Н3РО4 4- Ва(ОИ)2 = Ва(Н2Р04)2 4- 2Н2О 208 2) Н3РО4 + Ва(0П)2 = BallPO^ + 2ЩО 3) 2Н3РО4 + 3Ba(OH>2 = Вад(Р04)2^ + GllgO (Мы не рассматриваем возможность образования основного фосфата бария, так как он не существует из-за неминуемой реакции 2(ВаОН)зЮ4 = Ваз(Р04)2>1 + 3Ba(OH>2 с выпадением осадка.) Исходные количества реагентов не соответствуют ни одному из написанных уравнений. При этом уравнение 3 можно вообще не рассматривать, так как соответствующая реакция требует, чтобы выполнялось условие v(Ba(OH)2) > у(ПзР04), а здесь наоборот v(Ba(OH)2) < v(HgP04). Вывод: образуется смесь веществ Ва(И2Р04)2 и ВаПРО^. Чтобы вычислить их количества, можно исходить из любой из двух первых реакций. За исходное уравнение удобнее принять уравнение 2. В этой реакции на имеющееся количество гидроксида бария (0,002 моль) расходуется столько же фосфорной кислоты и образуется 0,002 моль гидрофосфата. Остается в избытке кислота 0,003 - 0,002 = 0,001 моль Н3РО4, и она вступает в реакцию Н3РО4 4- ВаНРО^ = Ва(Н2Р04)2 В этой реакции на 0,001 моль Н3РО4 расходуется столько же ВаНРО^ и образуется столько же Ва(П2Р04)2. Таким образом, в полученном растворе количества веществ (соединений бария) равны: v(BaIIP04) = 0,001 моль и v(Ba(HgP04)2) = 0,001 моль. § 26.1 6Т. Правильный ответ Г. При движении по ipynne периодической системы элементов сверху вниз увеличивается размер атомов, поэтому уменьшается прочность химической связи в соединении, повышается реакционная способность вещества, в данном случае — окислительная активность. 15. 44,8 г. 16. X 13,44 л Si + 2NaOII 4- HgO = NagSiOg 4- 2Щ'^ 28 г/моль 2•22,4 л/моль X = m(Si) 8,4 г oHSi) = 8,4/20 = 0,42, или 42%. 1 I 14 Зек. N» 433 Гуэсй 209 17. Формулу оксида будем искать по его молярной массе. При условиях, указанных в задаче (1 атм, 20 °С), 1 моль газа займет объем 22,4 (л/моль) ■ 293/273 = 24,0 л/моль (объем газа пропорционален абсолютной температуре). Следовательно, его молярная масса равна М = 1,165 (г/л) • 24 (л/моль) = 28 г/моль. Это соответствует оксиду углерода (II) СО. Для решения задачи можно воспользоваться уравнением Клапейрона — Менделеева pV=\/RT = ^RT ^ М Однако это возможно только в том случае, если вы знаете и помните значение универсальной газовой постоянной при использовании различных единиц измерения объема и давления: R = 8,31 ДжДмоль • К), если применены единицы системы СИ: для объема — м^ и для давления — Па; R = 0,082 л • атм/(моль • К), если использованы чаще применяемые на практике единицы — литры для объема и атмосферы для давления. В этом случае М = mRT/pV = pRT/p = = 1,165 (г/л) • 0,082 (л • атм/(моль ■ К)) * 293 (К)/1 = 28 г/моль. 18. Pb(NO,). 3’2 РЬО РЬ(ОН)2 РЬО РЬ PbClg 1) 2РЬ(Шд)2 = 2РЬО -I- 4NO2T + О2Т 2) РЬО + 21ШОз '= Pb(N03)2 + HgO РЬ(ИОз)2 + 2NaOH = Pb(OH)2i -I- 2NaNOg Как видите, не все превращения можно осуществить непосредственно. Обратите также внимание, что мы написали уравнение реакции с азотной кислотой, а не соляной или серной, так как нам необходимо получить растворимую соль, чтобы она могла реагировать с раствором щелочи. 3) РЬ(ОН)2 = РЬО + НдО 4) 2РЮ + С = 2РЬ + СО2 или РЬО + Н2 = РЬ + HgO 5) РЬ + CI2 = PbClg 210 Нельзя использовать соляную кислоту, так как PbClg малорастворим и, образуясь на поверхности металла при контакте его с кислотой, препятствует дальнейшему прохождению реакции. 1 . 2 . 19. Оксид кремния 2 кремниевая кислота 3 . 4 . ^ силикат натрия---* оксид кремния---> кремнии 1) SiOg + 2NaOH = NagSiOg -t- HgO (реакция проводится в расплаве NaOH) NagSiOg -t- 2HC1 = HgSiOgi -f- 2NaCl 2) H2Si0g+ 2NaOH = Na2Si0g -I- 2H2O 3) Na2SiOg + 2HC1 = H2SiOgi -t- 2NaCl t HgSiOg = Si02 + H2O 4) Si02 + Mg = Si + MgO Or MgO можно избавиться действием на смесь соляной кислотой или Si02 + 2С = Si -I- 2С0Т (образуется именно СО, а не СОд, так как реакция проводится при очень высокой температуре). 20. 3,5 • 10^® атомов. 21. Соль А дает щелочную среду (судя по окраске лакмуса), следовательно, она образована сильным основанием и слабой кислотой. Раствор соли В — нейтральный, следовательно, соль образована сильными основанием и кислотой. Будем рассуждать так. Обе соли образованы сильными основаниями, т. е. щелочами, следовательно, элементами IA и/или ПА групп периодической системы. Щелочные металлы в большинстве случаев образуют растворимые соединения. Следовательно, катион надо выбирать среди элементов ПА группы. Из нерастворимых солей слабых кислот щелочноземельных элементов в первую очередь следует назвать карбонаты, а также силикаты. Таким образом (используя только наиболее обычные вещества), можно составить следующую таблицу. Соль А Соль В Катионы Анионы Катионы Анионы Na+, К+ со|- Са2+, Ва2+ CI-, NOg SiOf- Состав осадка СаСОд, ВаСОд CaSiO,, BaSiOg 14* 211 22. (См. ответ на предыдущее задание.) Например; Соль А Соль В Осадок BaClg FeSO^ BaSO^ 23. (См. ответ на предыдущее задание.) Например; Соль А Соль В Осадок NagS FeSO^ B'eS 24. v(K2C0g) ~ CV = 0,2 (моль/л) • 0,1 (л) = 0,02 моль, у(СОд) = У/^м ~ 0,224 (л)/22,4 (л/моль) = 0,01 моль. Из уравнения реакции KgCOg + COg + HgO = 2KHCOg видим, что в недостатке СОд, который прореагирует весь; при этом образуется 0,02 моль КНСОд. Кроме того, в реакционной смеси останется 0,01 моль KgCOg. §26.2 8. Железо. Теплота адсорбции аммиака на нем наибольшая, т. е. с ним осуществляется наибольшее взаимодействие, способное изменить свойства адсорбированной молекулы. 9. Везде, где приходится работать в ядовитой атмосфере. К сожалению, имеется еще много химических производств, где воздух содержит ядовитые вещества. Кроме того, существует реальная опасность аварий. 10. M^Clg) = 71, а для главных составных частей воздуха — M^Ng) = 28 и МДОд) = 32, что намного меньше. 11. Сахар выделяют из растительного сырья, растворяя его в воде. При этом в раствор, кроме сахарозы C,gHggOjj, т. е. сахара, переходит большое число значительно более высокомолекулярных органических веществ. При введении в сахарный сироп активированного угля на нем адсорбируются, т. е. выделяются из раствора, как раз вещества-примеси, так как они имеют более сложные молекулы, чем молекулы сахарозы. 12. С понижением температуры адсорбция, как это видно из рисунка, усиливается. 14. SiOg. Возможно также содержание в нем некоторого количества воды. 212 15. Хроматография — метод разделения или анализа смесей веществ, основанный на их различном взаимодействии {часто адсорбции) с неподвижной фазой (например, бумагой), что обусловливает их различную способность перемещаться с подвижной фазой (растворителем). § 26.3 8. Более ядовито вещество, обладающее большей реакционной способностью, — вещество с менее прочной молекулой. В данном случае это силан. 11. Продукт реакции смесь SiOg и HgO. f 6IlgO 4 • 80 г/моль 6 • 18 г/моль 1 г дг, 2SigH6 + 70g = 4SiOg 2 • 62 г/моль Xj 2,6 г JCg=" 0,9 г. Всего «мокрого песка» 3,5 г. (Обратите внимание на число знаков после запятой в числовом значении масды. В условии указана масса дисилана 1 г — число с одной значащей цифрой. Резулд.тат должен быть выражен также числом с одной значащей цифрой. В крайнем случае можно привести на одну значащую цифру больше, что мы и сделали в данном случае.) § 27.1 1. Общее — смещенность электронной плотности к одному из соединившихся атомов. Отличное — не очень большое смещение электронной плотности при образовании полярной связи и очень сильное при образовании ионной связи. Таким образом, в данном случае различие не качественное, а количественное, т. е. непринципиальное. 2. Аквакомплексами называются комплексные соединения (ионы), в которых лигандами* являются молекулы воды. В гидро-ксокомплексах лиганды — падроксид-ионы. § 27.2 1. Однозначный ответ невозможен. В зависимости от условий (концентрация, рИ, температура) в растворе могут сутцествовать различные ионы и молекулы. *Лиганд — термин из химии комплексных соединений. Обозначает атом, или молекулу, или ион, которые окружают центральный атом. 213 2. Одна частица имеет поверхность, равную 6 • 10^ составляет 6 • 10^ • (10~®)^ = 6 • 10“*® м^. Следовательно, необходимое число частиц 10 000 : (6 • 10“*®) = 1,7 их объем 1,7 • 10*® • (10 ■ 10 ®)3 = 1.7 • 10“® м^ и масса 3 г/см® • 1,7 • 10“® м® • 100® см®/м® “ 51 г. нм‘, что 10*®, А12(80^)з 342 г/моль — 51 г 2А1(ОН)з 2-78 X = 51 • 342 2-78 = 112 г Правда, не много в сравнении с огромной поверхностью? 3. Геометрия молекулы определяется углами, образуемыми связями между атомами в молекуле. ♦Лобовое» решение задачи. В данном случае речь идет об угле С1А1С1 — угол а в равнобедренном треугольнике А1С1С1 (рис. 0.3). sin(a/2) = 0,357/2 : 0,206 = 0,867. По таблице тригонометрических функций находим: а/2 = 60° и а = 120°. Следовательно, молекула плоская (рис. 0.4). Задачу можно решить иначе. ^1етырехатомная молекула типа AlClg (центральный атом и три одинаковых лиганда), как правило, может иметь две конфигурации: правильный треугольник (рис. 0.4) или тригональная пирамида (рис. 0.5). В первом случае Z С1А1С1 = 120°, во втором — Z С1А1С1 = ? (зависит от длин связей и может быть, например, в NH3 Z HNH = 107,8°, в РН3 Z НРН = = 93,5°, в PCI3 Z С1РС1 = 100°). Проверим первый вариант. В этом случае ZC1A1C1 = 120°, sin(a/2) = sin 60° = 0,866, что соответствует найденной выше величине, рассчитанной по длинам связей. С1 С1 Рис. 0.3. Д С1А1С1 Рис. О.4. Геометрия молекулы AICI3 Рис. О.5. Возможная, но не реализуемая геометрия молекулы AICI3 214 Центральный атом — А1, вернее его валентные орбитали, находится в состоянии 8р®-гибридизации. Позже, в учебнике «Химия 11*, мы объясним, что это такое. 4. Образование осадка: А12(804)з + 6NaOII = 2 А1(ОН)з1 + SNagSO^ Растворение осадка: А1(0Н)з + NaOH = NaAUOH)^ Таким образом, видим, что для выполнения условий задачи на 1 моль Al2(S04)g требуется 7 моль NaOII. Отсюда соотношения: Al2(S04>3 7NaOH 342 г/моль — 7-40 г/моль 6,84 г — X X — 6,84 • 40 342 5,6 г Масса 50%-ното раствора NaOII т — 5,6/50 • 100 = 11,2 г. 5. Со щелочью реагирует только алюминий: 2А1 + 2NaOH -f- бИдО = 2NaAl(OH)4 + ЗНдТ Отсюда 2А1 2-27 г/моль ЗН, 3•22,4 л/моль X — 0,020 л _ 2 • 27 ■ 0,020 ^ 3 -22,4 0,016 г Масса сплава т = 0,016/0,7 = 0,023 г. 1 6. А1- А12(804)з А1(ПОз)з — А1(ОН)з 4 NaAlO, ПаГА1(ОН)4] или 1) 2А1 -Ь 3H2S04^ = Al2(S04>3 + ЗН2Т 2) Al2(S04)g + ЗВа(ПОз)2 = 2А1(ПОз>з + 3BaS04i Al2(S04)g + 6NaOn = 2А1(ОП)д'1' + 3Na2S04 (щелочь не в избытке) А1(ОН)з + 3HNOg = А1(П0з)з ЗНдО 3) А1(ЫОз)з + 3NaOH = AI(OH)gi 3NaNOg (щелочь не в избытке) 4) А1(ОН)з -f NaOH = Na[Al(OH)4] 5) А1(ОП)з + NaOH = NaAlOg + ЗНдОТ 7. При взаимодействии сульфида натрия NagS и иодида алюминия AII3 в результате реакции обмена должны были бы образо- 215 ваться иодид натрия Nal и сульфид алюминия AlgSg. Но так как сульфид алюминия — соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием, она необратимо гидролизуется в присутствии воды: AlgSg + бИдО = 2А1(ОН)з4 + SHgSt Поэтому при смешении растворов сульфида натрия и иодида алюминия идут процессы, которые суммарно можно выразить следующим уравнением: SNagS + 2AU3+ 6HgO = 2А1(ОН)з>1 + SHgSt + 6NaI Таким образом, в растворе будут находиться ионы Na+ и Г из иодида натрия, а также избыток сульфид-ионов S^~, часть из которых в результате гидролиза S^- + HgO о HS- + oir превращается в гидросульфид- и гидроксид-ионы. 8. Здесь точно та же ситуация, что и в предыдущем задании. Идет реакция SNagCOg + Alg(S04)3 -t- 3HgO = 2А1(ОП)з1 + 3COgT + SNagSO^ 3 моль 1 моль X 0,02 • 0,025 моль х = 0,0015 моль ^(NagCOg) = v/C = 0,0015 (моль)/0,15 (моль/л) = 0,01 л = 10 мл. Отметим здесь еще раз, что запись значений величин в уравнениях в виде именованных чисел (с единицами измерения) позволяет избежать многих ошибок, так как имеется контроль по размерности величины в ответе. 3. § 28.1 3,9 г JTj Xg 2К + 21IgO» 2КОН + Hgt 2 ■ 39 r/моль 2•56 г/моль 2 r/моль 5,6 г; 3Cg = 0,1 г Масса раствора: т = 200 (г HgO) Ч 3,9 (г К) - 0,1 (г Hg) = 203,8 г. Масса растворенного вещества: т(КОН) = х, --=5,6 г. Концентрация раствора: О) = 5,6/203,8 • 100 - 2,7%. Объем водорода: V ~ т/М • = 0,1 (г)/2 (г/моль) • 22,4 (л/моль) = 1,2 л. 216 4. В 100 г воды растворяется 0,0006 г Mg(OII)2. Из-за малости последней величины можно принять, что такое количество гидроксида магния содержится в 100 г раствора (в 100,0006 г на самом деле). С учетом плотности раствора р = 1 г/см.^ найдем, что в 1 л раствора содержится 0,006 г Mg(OH)g, что составляет С = 0,006 (г/л)/58 (г/моль) = 0,0001 моль/л. 5. В таком разбавленном растворе {С = 0,0001 моль/л) гидроксид магния полностью диссоциирован: Mg(OH)2 = Mg2+ -t- 20Н-Следовательно, [OH'l = 2C(Mg(OH)2) = 2 10-“» и = К^/ [ОН ]= 10-’V 2 • lO-* = 5 • 10"”. рИ = -lg[H+] = -lg(5 • 10-”) = 10,3. 6. (См. ответ на задание 4.) С(Са(ОИ)2) = 1,6(г/л)/74 (г/моль) = 0,02 моль/л. 7. (См. ответ на задание 5.) [ОН-] = 2С(Са(ОН)2) = 4 • и [Н+] = iFCg/[OH-] = = 10-’4/4 • 10-2 = 2,5 • Ю-’З pH = -lg[H4 = -lg(2,5 • Ю-’З) = 12,6. 8. Гидроксид бериллия очень малорастворим, и в его насыщенном растворе практически нет ионов ОН". Поэтому фенолфталеин останется бесцветным (он изменяет окраску при pH > 9). 13. Массу растворенного вещества т(КОН) найдем по уравнению реакции: 18,8 г X К2О + 2ЩО = 2КОН 94 г/моль — 2-56 г/моль ^=1М^=22,4г Масса раствора: m = 22,4 : 5,6 • 100 = 400 г. Масса воды: m(Il20) = 400 - 22,4 = 377,6 г, или 377,6 мл. Ответ — последняя величина. Строго говоря, если следовать догмам учебного курса, количество воды — химического вещества — должно выражаться в молях. Но на практике этим требованием пренебрегают и количеством вещества называют также массу (для твердых веществ) и объем (для жидких и газообразных). Авторы условия задачи имели в виду именно объем воды, а не число ее молей. 217 14. Происходит реакция NaOH + NallCOg = NagCOg + HgO В новом растворе окажутся карбонат натрия и реагент (гидроксид или гидрокарбонат натрия), находящийся в избытке. Как и для всех задач на «избыток — недостаток*, решение начинаем с вычисления количеств реагентов: v(NaOH) = 50,0 (г) • 0,100 : 40 (г/моль) = 0,125 моль, v(NaHCOg) = 100 (г) - 0,050 : 84 (г/моль) = 0,060 моль. В новом растворе находятся 0,060 моль NagCOg и 0,125-- 0,060 = 0,065 моль NaOH. Масса раствора m = 50 -f- 100 = 150 г. fi m(Na2C03) = 0,060 • 106 = 6,36 г; colNagCOg) = ^ • 100 = 4,24%. m(NaOH) = 0,065 • 40 = 2,6 г; (0(NaOH) = ^ • 100 = 1,73% . 15. Масса раствора: пг = 780 • 1,225 + 140 • 1,115 = 1111,6 г. Масса растворенного вен;ества: m(NaOH) = 780 • 1,225 ■ 0,2 -I- 140 ■ 1,115 • 0,1 = 206,7 г. Концентрация раствора: (0= 206,7/1111,6 =0,186, или 18,6%. 16. Соляная кислота нейтрализовала раствор, содержавший NaOH и КОН. Суммарное количество NaOH + КОН (число молей) равно количеству (молей) НО, израсходованной в соответствии с уравнениями реакций: NaOH НО = NaO -I- HgO КОН + НО = КО + Н,0 v(NaOH) + v(KOH) = v”(HO) ■ m(HCl)/M(HCl) = V JU ' 72,89(мл)-1,1(г/мл)-0,2 ^ ,, = —■—ос e. , ^ , —— = 0,44 моль 36,5(г/моль) Чтобы определить количество вещества в исходной смеси оксидов, из полученной величины необходимо отнять количество вещества КОН, который уже был в растворе v(KOH)„^^ = m(KOH)/M(KOH) = mco/M = = 100(г) • 0,15/56 (г/моль) = 0,27 моль. Следовательно, из оксидов образовалось 0,44 - 0,27 = 0,17 моль NaOH + КОН. Из каждого моля оксида натрия или калия получается два .моля щелочи в соответствии с уравнением реакции MgO f HgO = 2МОН Следовательно, смесь оксидов содержит 0,17 : 2 = 0,085 моль вещества. 218 Обозначим массу оксида натрия в смеси х и оксида калия у. Составляем систему уравнений, в которой первое связывает массы оксидов, а второе — их количества: JC + J/ = 6 х/62 + у/94 = 0,085 Для рационального решения этой системы умножим второе уравнение на 94 и вычтем из него первое: J X + {/ = 6 I 1,51х + и = 7,89 0,51х=1,89 х = 3,9 Отсюда m(Na20): m(KgO) = 3,9 : 2,1 = 1,9 раза. § 28.2 1. На рисунке 28.3 заряд кусочка металла равен 0. На рисунке 28.4 он равен -2 в единицах заряда электрона. В кулонах это составит -2 • 96 500 (Кл/моль)’/6 • 10^® (1/моль) = -3 • 10“Кл. 2. Рисунок 28.5 с очевидностью показывает, что измеряется относительный электродный потенциал одного металла по другому. § 28.3 2. Противоречия нет. Здесь не атомы, о ионы. В ионе Na *■ на один энергетический уровень меньше, чем в ионе С1", поэтому он и меньше. А в нейтральных атомах число уровней одинаково, по три, но у хлора заряд ядра больше, поэтому его атом меньше. 4. Па электродах в результате разряда ионов их концентрации понижаются. Ионы из мест с большей концентрацией (вдали от электродов) перемещаются в места с меньшей концентрацией (вблизи электродов). 5. При проведении электролиза хлорида натрия используют его в виде расплава. Следовательно, температура процесса должна быть выше температуры плавления соли, которая и равна, очевидно, 801 “С. 6. На аноде разряжаются ионы кислорода и,выделяется кислород Og. По представьте условия: 1000 “С! Да еще кислород в момент выделения атомарный. Поэтому графитовые электроды просто горят и образуется смесь оксидов углерода (II) и (IV). ^ 96 500 Кл — число Фарадея — заряд (в кулонах) 6 • 10^® электронов. 219 11. Очищенный от оксидной пленки алюминий (а именно такой, очевидно, обра.зуется в процессе электролиза) быстро реагирует с водой, вытесняя из нее водород. Поэтому электролизом водного раствора сульфата алюминия (или другой растворимой соли) металлический алюминий получить нельзя. В то же время изделия из алюминия, покрытого естественной оксидной пленкой, с водой не взаимодействуют. 12. У катода. 15. На катоде выделяется водород, на аноде — кислород в том же количественном отношении, что и в воде, т. е. 2 : 1. Таким образом, VCOg) = 5 л. Обратите внимание, что этот результат не зависит от условий (давления, температуры), так как для обоих газов они одинаковы. 22. Моль — это количество химического вещества (а не электронов), содержащее столько структурных единиц (которые должны быть указаны), сколько содержится атомов в 12 г (точно) изотопа углерода (т. е. содержащего в ядре по 6 протонов и нейтронов). Таково точное определение моля как единицы количества вещества. 24. Сначала вычислим количество прошедшего через расплав электричества: Q = / • т = 6,4 (А) ■ 30 (мин) • 60 (с/мин) = 11 520 Кл. Обозначим валентность металла в расплаве п и его молярную массу А. Тогда процесс на катоде можно изобразить так: М"^ + пе~ - М 96 500п Кл— А г/моль 96 500 л • 1,07 11 520Кл — 1,07 г 9,0/1. Далее составим таблицу: Отсюда А = 11 520 п 1 2 1 3 4 А 9 18 27 32 Сопоставим найде/шые атомные массы с массами химических элементов, приведенных в периодической системе. Видим, что всем условиям отвечает А1. Формула хлорида AlClg. § 29.1 2. Это (’а и Оа. Они изображены, чтобы показать, в чем состоит ♦ переход», осуществляемый «переходными элементами*. 3. Си и Сг. 220 т 5. Zn 4 2НС1 = ZnClg 4- HgT 3Zn 4 FegCSO^lg = 3ZnS04 4 2Fei Fe 4 FegCSO^lg = 3FeS0^ Fe 4 2ПС1 = FeClg 4- Ilgt Таким образом, имеем шесть веществ. Соли могут быть выделены из растворов упариванием. Авторы указали, что электролизом пользоваться не следует, но не запретили термическое воздействие. При нагревании сухих сульфатов возможны реакции: 2ZnS04 = 2ZnO 4- гВОдТ 4 Ogt 2Fe2(S04)g = ZFegOg 4- eSOgt 4 30gt В обеих этих реакциях может образоваться и SOg. 1 9 6. Железо 12 3 —> оксид железа (III)-> сульфат железа (III) —4 3 4 гидроксид железа (III)-> нитрат гидроксожелеза (Ш) --> нитрат железа (III) 1) 4Fe 4- ЗОд = ЗВ'едОд (можно подобрать условия, при которых образуется именно этот оксид железа, а не FeO или FegO^). 2) FegOg 4 ЗНдВО^ = Feg(S04)3 4- ЗНдО 3) Feg(S04)3 4- 6NaOH = 2Fe(OH)gi 4 3NagS04 4) Fe(OH)g 4 2HNOg = Fe(OH)(NOg)^ 4 2HgO (при недостатке азотной кислоты) 5) Fe(OHKNOg)g4- HNOg = FelNOg)^ 4 HgO 7. Железо 3 1 4 хлорид железа (III) гидроксид желе- за (III) оксид железа (III) 1) 2Fe 4- 3CIg = 2FeClg 2) FeClg -Ь 3NaOH = Fe(On)gi + 3NaCl 3) 2Fe(OH)g = FegOg 4 3HgO 4) FegOg 4- SCO = 2Fe 4 3COg 5) Fe 4- 2HC1 = FeCIg 4- HgT 4 железо---4 хлорид железа (II) * Группа ОН, выступающая в роли лиганда, называется гидроксо-группой. В таком качестве вы с нею уже встречались, когда рассматривались гидроксокомплексы алюминия. По аналогии с кислыми солями, названия которых включают приставки гидро- или дигидро-в зависимости от числа атомов водорода в составе соли, также называются и основные соли. Дигидроксонитрат железа (III) имеет форму.пу FelOIBgNOg. 221 § 29.2 1-( 2Т. Правильный ответ Г. Имеет смысл помнить, что энергии в 1 эВ/атом соответствует энергия -100 кДж/моль (96,5 кДж/моль на самом деле). 4. Как правило, максимальная валентность равна номеру группы. Однако имеется большое число исключений. В частности, элементы IB группы проявляют более высокие, а элементы VIIIB группы более низкие максимальные валентности. Исключения свидетельствуют о том, что это только правило, не имеющее строгого физического обоснования. 8. Раствор аммиака — это раствор основания (хотя и слабото). Поэтому из водных растворов солей он осаждает нерастворимые основания. Однако, как указывается в параграфе, гидроксид серебра совершенно неустойчив и разлагается в момент образования, выделяя воду. Поэтому в осадок выпадает оксид серебра: 2AgNOg -к 2NH4OH = AggO + 2NH4NO3 + HgO В избытке раствора аммиака образуется гидроксид (а не «оксид») диамминсеребра: AggO + 4NH3 + П2О = 2[Ag(NH3)2]OH 9. КЧ = 2. 10. Медь окисляется ионом железа (III): Си -I- 2Fe^+ = Сц2+ + 2Fe2+(Cu + Fe2(S04)3 = CUSO4 + 2FeS04) 11. 1 AgCl ^ ^9 Ag 12 AgpSO, AgNOg Ag,0 10 [Ag(NH3)2]2S04 8 у У 7 <------------ 11 [Ag(NH3)2Pn 1) AggO f 2IIC1 = 2AgCli + II2O 2) 2AgN03 + 2NaOH = AggOi -f- 2NaN03 + HgO 3) 3Ag f 4HNO3 = 3AgN03 -f- NOt + 2ЩО 4) 2Ag + CI2 = 2AgCI 5) [Ag(NIl3)2]2S04 + Ba(OH)2 = 2[Ag(NIl3)2]OII + BaS04i 222 6) [Ag(NHg)2lOH + СН=С—СН| > --> AgC=C—CHgi + 2NHg + HgO 7) 2AgC=C—CHg + II2SO4 = AggSO^ + 2Ш=С—CHgT 8) AggSO^ + 4NHg = [Ag(NHg)2]2S04 9) [Ag(NHg)2]2S04 + 6HC1 = 2AgCli * 4NH4C1 + HgSO^ 10) AggO + 4NHg + HgO = 2[Ag(NHg)2]OH 11) AgC^C—Ш3 + HNO3 = AgNOg 4- CH=C—CII3T 12) 2Ag 4- 2H2S04^„„^ = Ag2S04 4- SOgT 4- 2II2O 12. CUgO ■ CuSO. CuCL CiigO .rxj 1) 2CU2O + O2 = 4CuO (Xj) 2) CuO 4-112804 = CUSO4 +HgO 3) CUSO4 4- 2NaOH = Cu(011)2-1 (Xg) 4- N83804 4) Cu(0H)2 4- 2HC1 = CuClg + 2HgO 5) CuClg 4- Fe = Cu (X3) 4- FeClg t 6) 4Cu 4- Og = 2CugO (при недостатке кислорода) § 29.3 6. Уравнения реакций: CuClg + 2NH4OH = Cu(OH)gi 4- 2NH4CI Голубой Cu(OH)g 4- 4NH3 = [Cu(NH3)4KOH)g Ярко-синий ZnClg 4- 2NaOH = Zn(OH)gi 4- 2NaCl Белый Zn(OH)g 4- 2NaOH = Nag[Zn(OH)4] Бесцветный В обоих случаях при приливании первых порций реактива (аммиака или щелочи) выпадают осадки, но разного цвета. Оба эти осадка — гидроксиды, и при прибавлении избытка реактива ’ Метилацетилен вам должен быть известен из курса IX класса. Атом водорода, соединенный с атомом углерода, при котором имеется тройная связь, может замещаться на металл. О подобном соединении — карбиде кальция мы говорили в § 26.3. 223 они растворяются. Но в одном случае получается ярко-синий раствор, а в другом — бесцветный. При этом медь образует катионный амминокомплекс, а цинк — анионный, гидроксокрмплекс. В обоих этих комплексных ионах КЧ = 4. 7. В условии даны количества* обоих реагентов. Следовательно, это задача на «избыток — недостаток». Начинать решение таких задач необходимо с определения количеств (в молях) каждого реагента. v(Na2[Zn(OH)4J) = CF = 0,05 (моль/л) • 0,050 (л) = 0,0025 моль vCCOg) = pV/ЛТ = 100 • 103 (Па) • 61,9 ■ 10 ® (м®)/ /(8,31 (Дж/моль ■ К) • 298 (К)) = 0,0025 моль. {Обратите внимание на перевод всех единиц в систему СИ.) Теперь запишем уравнение реакции: Na2[Zn(OH)4J + СО2 = Zn(OH)2i + На2СОз -I- Н2О или Na2fZn(OH)4] -I- COg = ZnCOgi -f- 2NaOH + HgO В обоих случаях относительные количества реагентов (в молях) одинаковы. Без знания растворимости (без знания, какое вещество менее растворимо — именно оно должно образоваться) ответить однозначно нельзя. Поэтому целесообразно рассмотреть оба варианта. (Па самом деле гидроксид цинка растворим несколько меньше, чем карбонат. По это можно сказать, только обратившись к справочникам.) Итак, количество вещества в осадке v = 0,0025 моль. m(Zn(OII)2) = vM = 0,0025 (моль) • 99 (г/моль) = 0,25 г, m(ZnCOg) = vM = 0,0025 (моль) • 125 (г/моль) = 0,31 г. 8. (См. ответ на задание 10 из § 24.10.) Идут реакции: Na2[Zn(OH)4] + НВг = NalZn(OH)3J + NaBr + HgO Na[Zn(OH)3] + НВг = Zn(OH)2i + NaBr + ЩО Zn(OH)2 + IIBr = Zn(0H)Br + UgO Zn(OH)Br + HBr = ZnBrg + HgO * Еще раз повторим, что слово «количество» в химии имеет два значения. Во-первых, это может быть количество вещества в общеупотребительном смысле — масса, объем, концентрация в растворе. Во-вторых, это может быть количество вещества как физикохимический термин, обозначающий число молей ветцества. В данном тексте мы использовали сначала пертое, а затем второе значение этого слова. 224 10. Чтобы найти объем газа при данных условиях (при использовании уравнения Клапейрона — Менделеева pV = \RT), надо знать его количество V. 0,4 • 0,5 г *1 2А1 -I- 2NaOH + eUgO = 2Na[Al(OH)J + ЗНаТ 2 • 27 г/моль JCj = 0,0037 моль 2' 3 моль 0,6 • 0,5 г Zn + 2NaOH + 21I2O = Na2[Al(OH)4] + П2Т 65 г/моль 1 моль ^2 = 0,0046 моль Общее количество газа v = 0,0037 + 0,0046 = 0,0083 моль. V = vRT/p = 0,0083 (моль) • 8,31 (Дж/моль • К) • 303/ /1,01 • 10® (Па)* = 2.1 • 10-^ м® = 210 мл. (Обратите внимание на удобство применения единиц системы СИ. Если вы их использовали в исходном выражении, то и результат получится в тех же единицах, которые затем могут быть переведены в другие удобные единицы, как это выполнено в данном случае. Вам не надо задумываться о соразмерности джоулей, паскалей и других единиц с единицами объема, которыми в системе СИ выступают кубические метры.) 11. 115 мг. § 29.4 6. Для пр(»<ышленного использования выбирают максимально дешевые реагенты. Наиболее часто для окисления веществ в промышленности применяют кислород либо проводят электролиз. 8. В кислой среде хромат-ион не существует, он превращается в дихромат. 9. Больше 7. 11. (См. ответ на задание 10 в § 24.10.) Идут реакции: Сг(НОз)з + NaOH = Cr(OH)(NOg)2 + NaNOg Сг(ОН)(НОз)2 + NaOH = Сг(ОН)2НОз -I- NaNOg CrlOIDgNOg + NaOH = Сг(ОН)д4. -I- NaNOg Cr(OH)g + NaOH « N8(014011)4] Na[Cr(OH)4l + NaOH = N82(014011)5] Na2(Cr(OH)5] 4- NaOH = Nag(Cr(OH)e] * Давление 1 ат.м = 1,01 • 10® Па. IS Зек. № 433 ГузеЛ 225 На самом деле по мере прибавления щелочи происходит постепенный переход от катиона гексааквахрома (III) через нерастворимый гидроксид хрома (III) к аниону гексагидроксохромату (III) (полная аналогия с тем, что происходит с ионом алюминия (III) в водных растворах при различных pH): Сг(Н20)|^ Сг0Н(Н20)2+ -> Сг(0Н)2(Н20)+ Сг(ОИ)з1 ^ Сг(ОН)4(Н20)2 Cr(0H)5(Il20)2- ^ Сг(ОН)|- В формулах веществ (и ионов) в водном растворе лиганды — молекулы воды обычно не записываются. 12. Необходимо, чтобы произошла следующая суммарная реакция, по уравнению которюй производим расчет: 3,92 г X Сг2(804)з 8КОН = 2К(Сг(ОН)4] + 3K2SO4 392 г/моль 8 • 56 г/моль X = 4,5 г Необходимо добавить еще 2,5 г КОН. 13. Нитрит калия как восстановитель будет реагировать с подкисленным раствором дихромата калия: KNOg + KgCrgOg Ч П2б04-> (В условии не сказано, какой кислотой подкислен раствор. Следовательно, мы имеем право выбрать.) NOg + HgO - 2е- NOg-f-2H*^ CrgOf- + 14И+ + 6e~ = 2СгЗ+ + THgO 3NQ2- + ЗНдО + CrgOf- Ч- 14H+ = 3NO3 + 6H+ + 2СгЗ+ + 7ЩО 3NOJ + CrgOf- + 8H+ = 3NO3 + 2Cr^+ -t- 4H2O +3K+ -f-2K+ +4SO|'-t-3K+ -1-2K'- + 4SOf 3KNO2 + KgCrgO^ -t- 4H2SO4 = 3KNO3 -f- Сг2(804)з -t- 4H2O+ K2SO4 14. C сероводородом, который окислится до свободной серы. 15. С бромидом аммония, который окислится до свободного брома. 16. Мп Xj Мп(НОз)2-^ Xg-^ К2Мп04-^ Мп 1) Мп + 2Н2О = Mn(OH)2i(X,) -1- HgT (Реакция происходит при кипячении воды с мелкораздробленным металлическим марганцем.) 226 2) Mn(0H)2 + 2HNO3 = Мп(Шз)2 + 2II2O 3) Мп(НОз)2 + HgOg + 2NaOH = MnOgilXg) + 2NaNOg + 2H2O 4) MnOg + Brg + 4KOH = KgMnO^ + 2KBr + 2II2O 5) ЗК2МПО4 + 2H2O = 2КМПО4 + MnOgi (Xg) + 4KOH (Соединение KgMnO^ неустойчиво в водном растворе и довольно быстро диспропорционирует — такого типа реакции описаны в § 23.4.) Приведем соответствующие полуреакции: МпО| ■ -е = МпО^ Мп02- + 2П2О + 2е- = MnOg + 40Н- ЗМпО|- -f- 2Н2О 2е- = 2 МпО; ч-МпОд + 40Н- Ч-6К+ Ч-6К+ ЗК2МПО4 + 2Н2О = 2КМПО4 + MnOg + 4КОН) 6) ЗМПО2 ч- 4А1 = ЗМп + 2AI2O3 17. 1) 2К2СГО4 Ч- 6KI Ч- 4Н2О = 2КСГО2Ч- 3I2 Ч- 8KOII 2) 2Cr(OH)g + ЗО2 + ЮКОН = 2К2СГО4 Ч- 6КС1 + 8Н2О 3) СгдОд ч- 2КОН -гКСгОд ч- HgO KCrOg + HCl + HgO = Сг(ОП)дХч- KCl 4) CrgOg + 2KOH = 2KCrOg Ч- HgO 5) Kg[Cr(OH)e] + PbOg KgCrgO^ Ч-... (При подборе коэффициентов в этой реакции трудно обойтись без составления электронно-ионных уравнений.) PbOg Ч- 4Н+ Ч- 2е~ = РЬ®+ + 2HgO 2Сг(ОН)|- 6е- = CrgOf- Ч- 5HgO Ч- 2Н+ ЗРЮ2 Ч- 12Н* Ч- 2Cr(OH)f- = ЗРЬ^+ f llHgO + CrgOf' Ч- 2П+ 3PbOg+ 1ШПч-2Сг(ОИ)|- = 3Pb2+ Ч- llHgO Ч- CrgOf 4-5S02- 4-6К+ Ч-6К+ 4-5S02- ЗРЮ2Ч-2Кд[Сг(0Н)д]Ч-5Н2804-ЗРЬ804 + KgCrgOg + 2K2SO44-IIH2O 6) KgCrgO^ + 3SOg + H2SO4 = Crg(S04)g + K2SO4 Ч- HgO 7) Crg(S04)g Ч- 3BaClg = 2CrClg Ч- SBaSO^-i 8) CrClg + 6KOH = Кз[Сг(ОН)в] + 3KC1 9) Кд[Сг(ОН)б] Ч- 2HC1 = KCrOg ч- 2KC1 Ч- 4HgO 15» 227 Последняя реакция протекает при осторожном подкислении с использованием точного количества кислоты, так как при ее избытке может выпасть осадок гидроксида хрома (III), который при дальнейшем приливании кислоты растворится с образованием катиона хрома (III). 10) 2К2СГО4 + H2SO4 = К2СГ2О7 + K2SO4 + Н2О 11) Сг2(804)з + 6К0П = 2Сг(ОН)з1 + 12) СГ2О3 + 6НС1 = ZCrClg + ЗН2О § 30.1 1. Более сильный окислитель PbOg, так как атом свинца больше, чем атом олова, и химические связи в его оксиде менее прочные, чем в SnOg. 2. Более сильный восстановитель ВШд, так как атом висмута больше, чем атом сурьмы, и химические связи в его гидриде менее прочные, чем в Sbllg. § 30.2 1. Все предложенные вещества отличаются по внешнему виду (так что для их различения никакие реактивы не нужны): СиО — черный порошок, ZnO — белый порошок, Си — металл красного цвета, Zn — металл белого цвета. Реагентом может быть соляная кислота, которая не будет действовать на медь, дает водород при взаимодействии с цинком, образует голубой раствор с оксидом меди и бесцветный с оксидом цинка. 2. Подействуем водным раствором нитрата серебра. Идут реакции: HBr-t-AgNOg = AgBri -t- HNO3 Коричневатый 2КОН -f- 2AgNOg = AggOi + 2KNO3 + HgO Бурый AlClg + 3AgNOg = 3AgCli + А1(КОз)з Белый Так как AgF растворим в воде, то реакция с NaF не произойдет. 228 3. (См. ответ на задание 3 из § 27.2.) Электронная формула молекулы N ее • • о о о о ее о о о 1?* 0*0 показывает, что вокруг центрального атома имеется четыре максимума электронной плотности. Это значит, что угол между связями должен быть близок к тетраэдрическому, а молекула имеет форму треугольной пирамиды, в вершинах которой находятся атом азота и атомы фтора. Угол ZFNF найдем из равнобедренного AFNF, показанного на рисунке 0.6: arcsin(a/2) = и а = 102,0°. 4. 2А12(804)з = 2AI2O3 + eSOgt + ЗО2Т Оксид алюминия следует растворить в расплавленно.м криолите Na3[AlFg] и подвергнуть электролизу. Оксид серы можно восстановить, например, сероводородом: SO2 + 2H2S ■ 3S + 2Н2О Обратите внимание на реакцию термического разложения сульфатов. Температура разложения столь высока, что оксид серы (VI) оказывается неустойчивым и разлагается, хотя в газовой смеси содержится некоторое его количество в качестве примеси. б. Здесь будут протекать две реакции. Одна — вытеснение летучей соляной кислоты в виде хлороводорода: СгС12 + H2SO4 = 2НС1Т + CrSO^ (или, в зависимости от те.мпе-ратуры, гидросульфат Cr(HS04)2, который образуется при более низкой температуре). Вторая реакция — окисление двухвалентного хрома до трехвалентного: 2Сг804 -I- 2H2SO4 = Сг2(804)з + SOgT -н 2Н2О Чтобы найти соотношение газов, удобно написать «суммарное» уравнение (в кавычках, потому что на самом деле это две независимые реакции): 2СгС12 + 4H2SO4 = 4НС1Т + Сг2(804)з + SOgT + 2Щ0 Таким образом, объемная доля НС1 составляет 4/5 = 0,8, SOg = 0,2. 6. Напомним, что в соответствии с законом Авогадро (§ 5.2, 5.3) в равных объемах газов содержится равное число молекул. Поэтому отношение масс равных объемов газов (следовательно, и плотностей, т. е. масс 1 л) равно отношению их молекулярных 229 масс. Эту относительную плотность D газа (X) выражают обычно по плотности воздуха (средняя = 29): = М^Х)/29 или по плотности водорода = МДХ)/2. В задаче указана плотность газовой смеси по водороду. Следовательно, средняя молекулярная масса смеси 2 • 18 = 36. Это значит, что 22,4 л смеси (н. у.) имеют массу 36 г. Пусть объемная доля Og — tdfXOg) будет х. Тогда объемная доля Од — Wv^Og) = 1- X. Масса 22,4 л смеси (т. е. средняя молекулярная масса) 32х + 48(1-х) = 36. Отсюда О\^0д) = х~ 0,75 и 0),-(Оз) = 1 - х = 0,25. Масса кислорода в 22,4 л смеси т(0^ = 32 • 0,75 = 24 г, и его массовая доля ^^„(Од) = 24/36 = 0,67. Масса озона m(Og) = 48 • 0,25 = 12 г, и его массовая доля Ют(Оз> = 12/36 = 0,33. 7. а) SOg + HNOg (конц) SOg + 2HgO - 2е~ = SO|- + 4Н+ NOg- + 4ir + Зе-= NO + 2HgO 3SOg 6HgO + 2NOg + 8H+ = 3SO|- -Ы2Н+ + 2NO + 4HgO 3SOg + 2NOg + 2HgO = 3SO|" + 2NO + 4H+ +2H' +2H+ 3SOg + 2HNOg+ 2HgO = 3H2SO4+ 2NO 6) PgSg + КдСГдО^ + HgSO^ 3 PgSg + 14HgO - 22e- = 2PO|~ + 3SOg + 28H+ 11 CrgOf" + 14H+ + 6e~ = 2Cr3+ + THgO 3PgSg+42H204llCr20f-+154H+=6P0|-+9S02+84H++22Cr3++77Hg0 ЗРдЭд + llCrgOf- + 70H+ = бРО^" + 9SOg + 22СгЗ+ + 35HgO + 22K+ 4- 35SOf 4- 22K-" + ЗбЭО^- ЗРдЭд + 1 1К2СГ2О7 4- 35H2SO4 = 6СГРО4 4- 9SOg 4- 8СГд(804)з + + 35Hg0 4- llKgSO^ 230 8. Сначала напишем уравнения всех реакций: H2SO4 + 2NaOH = NagS04 + 2Н2О Cu(N0g)2 + 2NaOH = Cu(0H)2-i + 2NaN0g Cu(OH)g = CuO + HgO Составляем соотношения 1,6 г JCi ^2 CuO — Cu(NOg>2 — 2NaOH 80 г/моль 1 моль 2 • 40 г/моль Отсюда находим v(Cu(NOg)2) ~ = 0,02 моль; C(Cu(NOg)2) = v(Cu(NOg)2)/l^ = 0,02/0,04 = 0,5 моль/л — ответ на один из вопросов задачи. Масса прибавленной щелочи: m(NaOH) = pVa = 1,18 (г/мл^) • 25,4 (мл) • 0,1602 = 4,8 г. Масса щелочи, израсходованной на нейтрализацию серной кислоты: т = m(NaOH) - JCg = 4,8 - 1,6 = 3,2 г. Теперь пайдем количество (число молей) серной кислоты из соотношений X 3,2 г H2SO4 — 2NaOH 1 моль 2 • 40 г v(H2S04) = X = 0,04 моль; €(112804) -- v(H2804)/F = 0,04/0,04 = 1 моль/л — ответ на второй из вопросов задачи. Ответ на третий вопрос: никакой газ не выделится, так как 1 М серная кислота — это -10%-ный раствор, а отнюдь не концентрированная кислота, с которой могла бы реагировать медь. 9. Вычислим массу воды в данном растворе: 107,35 г раствора — 100 г воды 100 г раствора — х г воды х = 93,15 г Масса соли в насыщенном при 0 °С растворе 100 - 93,15 = = 6,85 г. При 50 °С 100 г воды — 16,6 г соли 93,15 г воды— X г соли х -=15,46г Масса раствора увеличилась на 15,46 - 6,85 = 6,81 г. ' В условии задания не даны единицы плотности, но приведенному значению, очевидно, соответствуют указанные нами единицы. 231 10. Сразу отметим, что трудно представить кислотный оксид Р2О3 в водном растворе. Однако экзаменационные задачи не выбирают... РдОз + SHgO - 4е~ = 2РО|- ЮН"^ CrgOf- -I- THjO + 6е- = 2Сг(ОН)з + 80Н' ЗР2О3 + 29Н2О + 2Сг20|- = 6Р0|- -1- 30Н+ + 4Сг(ОН)з + 160Н~ Видим, что попытка написать уравнение реакции, соблюдая условие нейтральности среды, при котором должен образоваться гидроксид хрома (III), привела к нелепости — в реакционной смеси среди продуктов имеются одновременно и кислота, и основание. Поэтому учтем, что в первой полуреакции образуется кислота (Н"*"), и запишем уравнение реакции восстановления дихромата в кислой среде, в которой образуется катион хрома (III): Р2О3 + 5Н2О - 4е~ = 2Р0|- + 10Н+ СГ2О2- + 14Н+ + 6е~ = 2СгЗ+ + 7Н2О ЗР2О3 -ь ISHgO -ь 2Сг20|- -I- 28Н^ = ePOf" -ь 30Н+ + 4СгЗ+ -I- HHgO ЗР2О3 + HgO + 2Сг20|- = 6Р0|- + 2Н"^ + 4СгЗ+ + 4К* + 4К-" ЗР2О3 + Н2О + 2К2СГ2О7 = КН2РО4 -I- К3РО4 + 4СГРО4 11. 1 1 SO2 + 40Н- - 2е- = S0|- + 2Н2О I2 + 2е~ = 2Г SO2 + 40Н" -I- Ig = SOf- -ь 21- + 2Н2О +4Na"- -r4Na-" SO2 + 4NaOH + I2 = NagSO^ + 2NaI + 2H2O 232 12. Будут окисляться ионы Си^ и Вг*: SO|- + 4Н+ + 2е~ = SOg + 2Н2О 2CuBr - 4с- = Вг, + 2Cu2+ 2SO|- + 8Н+ + 2CuBr = 2SO2 + Brg + 2Cu2+ + 4H2O + 2SO|- + 2S02- 4H2SO4 + 2CuBr = 2SO2 + Brg + 2CUSO4+ 4H2O 13. H^S. CL, KI. 14. AICI3. 15. Необходимо иметь 200 г безводной соли. В 239,5 1' кристаллогидрата содержание соли равно (239,5 - 79,5): 2 + 79,5 = 159,5 г. Составляем пропорцию 239,5 — 159,5 X — 200 X = 300 г. Необходимо взять 300 г кристаллогидрата и добавить 700 г (мл) воды. 16. Обозначим количества (число молей) карбоната и гидрокарбоната натрия в смеси соответственно Vj и Vg. Тогда имеем систему уравнений, выражающих (1) массу смеси и (2) объем углекислого газа; (1) 106Vj + 84v2 = 3,8, (2) 22,4vj + 22,4vg = 0,896, или Vj Vg = 0,04. Для решения этой системы умножим второе уравнение на 84 и вычтем его из первого: 22v^ = 0,44 и Vj = 0,02; Vg = 0,02. 20. 1) Гидролизу подвергается анион соли: SO|- + HgO «=> HSO3 + он- В пренебрежимо малой степени происходит гидролиз по второй ступени: HSO3- + HgO <=> HgSOg (HgO + SOg) + 01Г „ ... кон 2) KMnO^ + KI ------> Будут окисляться ионы I', причем в щелочном растворе не до свободного иода, а до гипоиодит-иона 10". (Мы записывали аналогичную реакцию для взаимодействия хлора с раствором щелочи с образованием гипохлорита в § 23.5.) 233 MnO^ + e = MnO| r + 20H- 2e~ = 10- + Щ0 2МПО4 + r + 20H- = 2MnO|- + 10- + HgO + 2K^ + K+ + 2K* + 5K-" 2КМПО4 + KI + 2K0H = 2К2МПО4 + KIO + HgO 3) 2Fe + 3CI2 = 2Б’еС1з 4) NH4NO3 = NgO + 2H2O 21. Даны количества обоих реагентов. Следовательно, задача на «избыток—недостаток»: v(CuS04> = 159,6 (мл) ■ 1,20 (г/мл) • 0,15/160 (г/моль) = = 0,18 моль. (Выполняя этот расчет, видим, что атомная масса меди взята с точностью до десятых. Но авторы неправильно округлили значение атомной массы 63,546 до 63,6 вместо 63,5, хотя на результатах это не сказывается.) v(Zn) = 15,92 (г)/65,4 (г/моль) = 0,24 моль. Из уравнения реакции Сц2+ + Zn = Си + Zfi2+ видим, что в недостатке медь. Она прореагирует полностью. Таким образом, увеличение массы пластинки за счет осаждения меди 0.18 -63,5 = 11,4 г; уменьшение массы пластинки за счет растворения цинка: 0,18 -65,4= 11,8 г; масса пластинки после осаждения меди 15,92-f 11,4-11,8 = 15,52 г. 22. Выделившийся при обжиге сульфида газ — сернистый газ. Определим его количество по уравнению его реакции с бромом: X моль 40 г SO2 -Ь ВГ2 2Н2О = H2SO4 + 2НВг 1 моль 2•80 г/моль X = 0,25 моль. При обжиге сульфида MS-fOo -> МО^ -f SO2 независимо от формулы (состава) образовавшегося оксида металла (его степень окисления могла измениться, как это произошло бы. 234 например, в реакции с FeSg) число молей сульфида равно числу молей образовавшегося сернистого газа, т. е. 0,25 моль. Следовательно, его молярная масса 22/0,25 = 88. Значит, атомная масса металла 88 - 32 = 56 — это Fe. Оксид его FegOg. 23. Обозначим количества (число молей) цинка и алюминия в смеси соответственно Vj и Vg. Тогда имеем систему уравнений, выражающих (1) массу смеси и (2) количество (число молей) водорода (0,56/22,4 = 0,025 моль). (1) 65vj -*-27v2 = 0,92 (2) Zn + H2SO4 = ZnS04 + HgT v(H2) = Vj 2A1 + 3H2SO4 = Al2(S04)3 + 3H2t v(Hg) = 1 .Svg Vj + l.SVg = 0,025 Для решения этой системы умножим второе уравнение на 65 и вычтем из него первое: 70,5vg = 0.705 и V2 = 0,01; v, = 0,025 - 0,01 • 1,5 = 0,01 m(Zn) = 0,65 г; to(Zn) = 0,65/0,92 = 0,71, или 71%. С0(А1) = 29%. ОГЛАВЛЕНИЕ Предисловие..............................................3 Глава 23. VI1A группа периодической системы...........5 § 23.1. Введение ...................................5 § 23.2. Атомы галогенов.............................6 § 23.3. Молекулы галогенов.........................12 § 23.4. Окислительно-восстановительные реакции ... 15 § 23.5. Оксокислоты хлора и их соли ...............18 § 23.6. Галогеноводороды ..........................22 Глава 24. VIA группа периодической системы ...........24 § 24.1. Введение ..................................24 § 24.2. Оксиды.....................................26 § 24.3. Вода.......................................30 § 24.4. pH ........................................36 § 24.5. Пероксиды .................................39 § 24.6. Термохимия.................................41 § 24.7. Скорость химической реакции. 1 ............46 § 24.8. Скорость химической реакции. 2.............52 § 24.9. Химическое равновесие......................54 § 24.10. Соединения серы (II) ...................59 § 24.11. Соединения серы (IV).....................62 § 24.12. Соединения серы (VI).....................65 Глава 25. VA группа периодической системы ............67 § 25.1. Введение ..................................67 § 25.2. Степень окисления .........................69 § 25.3. Комплексные соединения ....................73 § 25.4. Соединения азота ..........................74 § 25.5. Соединения фосфора ........................78 Глава 26. IVA группа периодической системы ............80 236 т § 26,1. Введение ................................80 § 26.2. Адсорбция ...............................83 § 26.3. Карбиды и силициды.......................88 Глава 27. IIIA группа периодической системы ........91 § 27.1. Амфотерность ............................91 § 27.2. Алюминий ................................94 Глава 28. IA и ПА группы периодической системы......99 § 28.1. Щелочные и щелочноземельные металлы......99 § 28.2. Ряд активности металлов ................104 § 28.3. Электролиз .............................107 Глава 29. <1*Элементы ...............................113 § 29.1. Общие свойства d-элементое .............113 § 29.2. IB группа ..............................116 § 29.3. ИВ группа...............................121 § 29.4. Хром и марганец.........................122 Глава 30. Заключительная ............................128 § 30.1. Итоги ..................................128 § 30.2. Комплексные задания.....................130 Глава 31. Практические занятия. Лабораторные опыты ... 135 Ответы и решения.....................................186