И контрольных работ по химии

Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

И контрольных работ по химии

для студентов инженерных специальностей Уральского ГАУ

Направление подготовки

15.03.02 Технологические машины и оборудование

Направленность (профиль) программы

Машины и аппараты пищевых производств

Составители: Ст. преподаватель Суслов Е.А.

Ст. преподаватель Саетова Н.С.

Екатеринбург, 2018

УДК 546 (0758)

Учебно-методическое пособие для самостоятельного разбора задач и контрольных работ по химии для студентов инженерных специальностей Уральского ГАУ по направление подготовки 15.03.02 Технологические машины и оборудование Профиль: Машины и аппараты пищевых производств.

Составители: Старший преподаватель кафедры химии, почвоведения и агроэкологии УрГАУ Суслов Е.А., Старший преподаватель кафедры химии, почвоведения и агроэкологии УрГАУ Саетова Н.С. Екатеринбург, УрГАУ, 2018г., с. 66

Утверждено методической комиссией Инженерного факультета

«_08_»_апреля_ 2018г. Учебно-методическое пособие составлено в соответствии с программой по химии и предназначено для самостоятельного разбора задач и контрольных работ по химии по направлению подготовки 15.03.02 Технологические машины и оборудование Профиль: Машины и аппараты пищевых производств

Уральский государственный аграрный университет, 2018г.

ПРЕДИСЛОВИЕ

Данные учебное пособие разработано в соответствии с программой курса химии и в соответствии с Государственным образовательным стандартом для дисциплины «Химия» по профилю: Машины и аппараты пищевых производств. Пособие направлено на самостоятельное получение навыков решения простых задач по дисциплине «Химия» и является вспомогательным материалом для усвоения теоретического отдельных тем, а также для подготовки к зачету или экзамену. Данные учебное пособие содержит примеры решения типовых задач и блоки заданий для самостоятельного решения или контрольных работ. Пособие может быть использовано для самостоятельного усвоения, домашних заданий и формирования контрольных работ. Вариант задания определяется по последним двум цифрам шифра (номер студенческого билета или зачетной книжки) и приведен в таблице на страницах 4-5. Например, для студента с номером студенческого билета 2018-28 (или 028-12) вариант будет 28 и задачи, соответствующие номеру этого варианта:

№ блока	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
28	12	32	52	72	92	112	132	152	172	192	212	232

СОДЕРЖАНИЕ

Классы неорганических соединений. 6

Блок №1. Взаимодействие классов. 10

Блок №2 Цепочки превращений. 12

Расчет молярной массы и массовой доли. 12

Блок №3 Расчеты молярных масс. 16

Химическая термодинамика. 16

Блок №4 Химическая термодинамика. 20

Химическая кинетика. 22

Блок №5. 25

Растворы.. 28

Блок №6. 32

Электролитическая диссоциация. 33

Блок №7. Электролитическая диссоциация. 36

Окислительно-восстановительные реакции. 38

Блок № 8 Окислительно-восстановительные реакции. 42

Гальванический элемент. 44

Блок №9. Гальванический элемент. 48

Коррозия металлов. 49

Блок №10. 52

Электролиз. 53

Блок №11. Процессы при электролизе. 54

Законы электролиза Фарадея. 55

Блок №12. Задачи по законам Фарадея. 56

Приложения. 58

Приложение 1. Периодическая таблица химических элементов. 58

Приложение 2. Названия важнейших кислот и их солей. 59

Приложение 3. Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде. 60

Приложение 4. Стандартные энтальпии (ΔH⁰₂₉₈), энтропии (S⁰₂₉₈) и энергии Гиббса (ΔG⁰₂₉₈) образования некоторых веществ при 298 К. 61

Приложение 5. Стандартные электродные потенциалы. 63

Приложение 6. Элекрохимический ряд напряжений металлов. 65

НОМЕРА ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

№ варианта	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
01	1	21	41	61	81	101	121	141	161	181	201	221
02	2	22	42	62	82	102	122	142	162	182	202	222
03	3	23	43	63	83	103	123	143	163	183	203	223
04	4	24	44	64	84	104	124	144	164	184	204	224
05	5	25	45	65	85	105	125	145	165	185	205	225
06	6	26	46	66	86	106	126	146	166	186	206	226
07	7	27	47	67	87	107	127	147	167	187	207	227
08	8	28	48	68	88	108	128	148	168	188	208	228
09	9	29	49	69	89	109	129	149	169	189	209	229
10	10	30	50	70	90	110	130	150	170	190	210	230
11	11	31	51	71	91	111	131	151	171	191	211	231
12	12	32	52	72	92	112	132	152	172	192	212	232
13	13	33	53	73	93	113	133	153	173	193	213	233
14	14	34	54	74	94	114	134	154	174	194	214	234
15	15	35	55	75	95	115	135	155	175	195	215	235
16	16	36	56	76	96	116	136	156	176	196	216	236
17	17	37	57	77	97	117	137	157	177	197	217	237
18	18	38	58	78	98	118	138	158	178	198	218	238
19	19	39	59	79	99	119	139	159	179	199	219	239
20	20	40	60	80	100	120	140	160	180	200	220	240
21	19	39	59	79	99	119	139	159	179	199	219	239
22	18	38	58	78	98	118	138	158	178	198	218	238
23	17	37	57	77	97	117	137	157	177	197	217	237
24	16	36	56	76	96	116	136	156	176	196	216	236
25	15	35	55	75	95	115	135	155	175	195	215	235
26	14	34	54	74	94	114	134	154	174	194	214	234
27	13	33	53	73	93	113	133	153	173	193	213	233
28	12	32	52	72	92	112	132	152	172	192	212	232
29	11	31	51	71	91	111	131	151	171	191	211	231
30	10	30	50	70	90	110	130	150	170	190	210	230
31	9	29	49	69	89	109	129	149	169	189	209	229
32	8	28	48	68	88	108	128	148	168	188	208	228
33	7	27	47	67	87	107	127	147	167	187	207	227
34	6	26	46	66	86	106	126	146	166	186	206	226
35	5	25	45	65	85	105	125	145	165	185	205	225
36	4	24	44	64	84	104	124	144	164	184	204	224
37	3	23	43	63	83	103	123	143	163	183	203	223
38	2	22	42	62	82	102	122	142	162	182	201	222
39	1	21	41	61	81	101	121	141	161	181	202	221
40	5	25	45	70	90	105	125	150	175	185	203	222
41	6	26	46	71	89	106	126	151	176	186	204	223
42	7	27	47	72	88	107	127	152	177	187	205	224
43	8	28	48	73	87	108	128	153	178	188	206	225
44	9	29	49	74	86	109	129	154	179	189	207	226
45	10	30	50	75	85	110	130	155	180	190	208	227
46	15	35	41	65	95	111	135	141	161	195	209	228
47	16	36	42	66	94	112	136	142	162	196	210	229
48	17	37	43	67	93	113	137	143	163	197	211	230
49	18	38	44	68	92	114	138	144	164	198	212	231
50	19	39	45	69	91	115	139	145	165	199	213	232
51	20	40	50	70	85	101	140	155	170	200	214	233
52	1	21	51	61	84	102	121	156	171	181	215	234
53	2	22	52	62	83	103	122	157	172	182	216	235
54	3	23	53	63	82	104	123	158	173	183	217	236
55	4	24	54	64	81	105	124	159	174	184	218	237
56	5	25	55	65	100	115	125	160	175	185	219	238
57	10	26	50	75	99	116	130	145	165	190	220	239
58	11	30	49	76	98	117	131	146	166	191	219	240
59	12	31	48	77	97	118	132	147	167	192	218	239
60	13	32	47	78	96	119	133	148	168	193	217	238
61	14	33	46	79	95	120	134	149	169	194	216	237
62	15	34	45	80	85	110	135	150	170	195	215	236
63	20	35	55	70	86	109	14	145	177	185	214	235
64	19	40	54	69	87	108	139	144	174	184	213	234
65	18	39	53	68	88	107	138	143	173	183	212	233
66	17	38	52	67	89	106	137	142	172	182	211	232
67	16	37	51	66	90	105	136	141	171	181	210	231
68	15	36	50	65	81	120	135	150	170	195	209	230
69	10	35	60	75	82	119	125	149	180	194	208	229
70	9	25	59	74	83	118	124	148	179	193	207	228
71	8	24	58	73	84	117	123	147	178	192	206	227
72	7	23	57	72	85	116	122	146	177	191	205	226
73	6	22	56	71	95	115	121	145	176	200	204	225
74	5	21	55	70	96	105	130	155	175	199	203	224
75	15	35	42	80	97	104	129	154	165	198	201	223
76	14	34	44	79	98	103	128	144	164	197	202	222
77	13	33	46	78	99	102	127	143	163	196	203	221
78	12	32	48	77	100	101	126	142	162	195	215	222
79	11	31	50	76	90	115	125	141	161	190	205	223
80	10	30	52	75	91	114	135	150	170	189	214	224
81	5	29	54	65	92	113	134	160	169	188	219	225
82	4	28	56	64	93	112	133	159	168	187	217	226
83	3	27	58	63	94	111	132	158	167	186	204	227
84	2	26	60	62	95	102	131	157	166	185	216	228
85	1	25	59	61	82	104	122	156	165	182	214	229

Таблица 1. Названия кислот и оснований.

Оксиды Кислоты Основания Название

основные

Na₂O NaOH Гидроксид натрия K₂O KOH Гидроксид калия CaO Ca(OH)₂ Гидроксид кальция MgO Mg(OH)₂ Гидроксид магния Ag₂O AgOH Гидроксид серебра

кислотные

SO₃ H₂SO₄ Серная кислота P₂O₅ H₃PO₄ Ортофосфорная кислота CO₂ H₂CO₃ Угольная кислота SiO₂ H₂SiO₃ Кремниевая кислота

амфотерные

ZnO H₂ZnO₂ Zn(OH)₂ Цинковая кислота / Гидроксид цинка A1₂O₃ H₃AlO₃ Al(OH)₃ Алюминиевая кислота / Гидроксид алюминия Fe₂O₃ H₃FeO₃ Fe(OH)₃ Железная кислота / Гидроксид железа TiO₂ H₄TiO₄ Ti(OH)₄ Титановая кислота / Гидроксид титана SnO₂ H₂SnO₃ Sn(OH)₄ Оловянная кислота / Гидроксид олова

Гидроксиды или основания – важная группа многоэлементных соединений, в состав которых входят металл и гидроксильные группы ОН.

Названия основных гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окислеиности элемента. Например, LiOH — гидроксид лития, Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II).

Согласно теории электролитической диссоциации к ним относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием гидроксид-ионов, т. е. основные гидроксиды. Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

КOН + НСl ↔ КСl + Н₂O,

Ва(ОН)₂ + СO₂ ↔ ВаСO₃+Н₂O,

2NaOH + Al₂O₃ ↔ 2NaAlO₂+H₂O.

С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, которые могут быть акцепторами протонов, т. е. способны присоединять ион водорода. С этих позиций к основаниям следует относить не только основные гидроксиды, но и некоторые другие вещества, например аммиак, молекула которого может присоединять протон, образуя ион аммония:

NH₃+H⁺ ↔ NH₄⁺.

Действительно, аммиак, подобно основным гидроксидам, способен реагировать с кислотами с образованием солей:

NH₃+HCl ↔ NH₄Cl.

В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiOH, КОН, NH₃), двукислотные (Са(ОН)₂, Fe(OH)₂) и т. д. Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксильных анионов); они могут быть и донорами, и акцепторами протонов. Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями — свойства кислот:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂+2H₂O,

Zn(OH)₂+2NaOH = Na₂ZnO₂+2H₂O

Кислоты ‑ HNO₃, H₂SO₄ и др., а также вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства (амфотерные гидроксиды). По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, H₂SO₄, HNO₃) и бескислородные (например, HBr, H₂S). По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные, двухосновные, трехосновные и т. д. Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента, образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HF ‑ фтороводород. Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окиcления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс «...-н(ая)» или «...-ов(ая)», например, HNO₃ ‑ азотная кислота, НСlO₄ ‑ хлорная кислота, Н₂СгO₄ ‑ хромовая кислота). По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: «...-оват(ая)», «...-ист(ая)», «...-оватист(ая)»; например, НСlO₃ ‑ хлорноватая, НСlO₂ ^— хлористая, НОС1 ^— хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс «...-ист(ая)»; например, HNO₂ ‑ азотистая кислота. Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, НРO₃ и Н₃РO₄), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой «мета-…», а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода ^— приставкой «орто-…» (НРO₃ ^— метафосфорная кислота, Н₃РO₄ ^— ортофосфорная кислота).

Таблица 2. Названия кислот.
Формула	Образующий элемент	Степень окисления	название
HCl H₂S	Хлор (Cl) Сера (S)	‑1 ‑2	Хлороводородная Сероводородная
НОСl	Хлор (Cl)	+1	Хлорноватистая
НClO₂ HNO₂	Хлор (Cl) Азот (N)	+3 +3	Хлористая Азотистая
НСlO₃	Хлор (Cl)	+5	Хлорноватя
H₂SO₄ HNO₃ НСlO₄ Н₂СгO₄	Сера (S) Азот (N) Хлор (Cl) Хром (Cr)	+6 +5 +7 +6	Серная Азотная Хлорная Хромовая
НРO₃ Н₃РO₄	Фосфор (P) Фосфор (P)	+5 +5	Метафосфорная Ортофосфорная

Важный класс неорганических соединений, выделяемый по функциональным признакам, составляют кислоты. С позиций теории электролитической диссоциации к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода. С точки зрения протолитической (протонной) теории кислот и оснований кислотами называются вещества, которые могут быть донорами протонов, т. е. способны отдавать ион водорода.

Характерным свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:

2HNO₃ + Cu(OH)₂ ↔ Cu(NO₃)₂ + 2H₂O,

2НС1 + СаО ↔ СаС1₂ + Н₂O,

Н₂SO₄ + ZnО ↔ ZnSO₄ + Н₂О

Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. При полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты образуются средние (нормальные) соли, при неполном ‑ кислые соли (гидросоли). Кислые соли образуются многоосновными кислотами. При частичном замещении гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками образуются основные соли (гидроксосоли). Основные соли могут быть образованы только многокислотными гидроксидами. Кислые соли получаются при взаимодействии кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли, например:

H₂SO₄ + NaOH ↔ NaHSO₄ + H₂O.

Основные соли образуются в тех случаях, когда взятого количества кислоты недостаточно для образования средней соли, например:

Fe(OH)₃+H₂SO₄ ↔ FeOHSO₄+2H₂O.

Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже (хлорид натрия, сульфат меди и т. п.). При этом название аниона производят от корня латинского наименования кислотообразующего элемента. Степень окислениости металла, образующего катион, указывают, если необходимо, римскими цифрами в скобках. В случае бескислородных кислот, анион получает окончание «ид». Например, соли NaBr, FeS, KCN соответственно называются бромид натрия, сульфид железа (II), цианид калия. Названия анионов кислородсодержащих кислот получают окончания и приставки в соответствии со степенью окислениости кислотообразующего элемента. Высшей степени окислениости («... ная» или «... овая» кислота) отвечает окончание «ат»; так, соли серной кислоты называются сульфатами, хромовой — хроматами и т. д. Более низкой степени окислениости («... истая» кислота) соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты — сульфиты, азотистой — нитриты и т. д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окислениости кислотообразующего элемента «... оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо» и окончание «ит»; так соли хлорноватистой кислоты НОСl называют гипохлоритами. Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (НМnO₄), хлорной (НСlO₄), йодной (НIO₄) кислот называют соответственно перманганатами (KМnO₄), перхлоратами (NaСlO₄) и перйодатами (KIO₄).

Названия важнейших кислот и их солей приведены в Приложении 2.

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т. д.). Например, Ва(НСО₃)₂ ‑ гидрокарбонат бария, NaH₂AsO₄ ‑ дигидроортоарсенат натрия, LiHS ‑ гидросульфид лития. Названия основных солей тоже образуют подобно названиям средних солей; но при этом добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так, FeOHCl ‑ хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH)₂SO₄ ‑ сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH)₂NO₃ ‑ нитрат дигидроксоалюминия.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды, или перекиси. Пероксидами называются соли пероксида водорода Н₂O₂, например, Na₂O₂, CaO₂. Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода («кислородный мостик»): ‑-O-O-.

Таблица 3. Сводная таблица взаимодействий между классами неорганических соединений
	Металл	Неметалл	Основной оксид	Кислотный оксид	Кислота	Гидроксид	Соль	Вода
Металл	Сплав	Соль Или оксид		Соль	Соль + H₂	Метал + гидроксид	Соль + металл	гидроксид + H₂
Неметалл	Соль Или оксид					Соль + H₂O
Основной оксид				Соль	Соль + H₂O			Основание
Кислотный оксид	Соль		Соль					кислота
Кислота	Соль + H₂		Соль + H₂O			Соль + H₂O	Соль + кислота
Гидроксид	Метал + гидроксид	Соль + H₂O			Соль + H₂O
Соль	Соль + металл				Соль + кислота		Новые соли	Гидролиз по кислоте или по основанию
Вода	гидроксид + H₂		Основание	кислота			Гидролиз по кислоте или по основанию

Пример 1.

Дано вещество H₂O, нужно найти его молярную массу.

Рассматриваем формулу и определяем, что молекула состоит из 2 атомов водорода и 1 атома кислорода. Тогда масса молекулы воды будет равна:

M(H₂O) = M(H)*2+M(O)

Теперь в периодической таблице (см. Приложение №1) находим массы указанных атомов и подставляем значения в уравнение.

M(H₂O) = M(H)*2+M(O)=1*2+16=18 (а.е.м. – для молекулы и г/моль – для 1 моля воды)

M(H₂O)=18 г/моль.

Пример 2.

Дано вещество CuSO₄, нужно найти его молярную массу.

Рассматриваем формулу и определяем, что молекула состоит из 2 атомов водорода 1 атома серы и 4 атомов кислорода. Тогда масса молекулы этого вещества будет равна:

M(CuSO₄) = M(Cu)+M(S)+M(O)*4

M(CuSO₄) = M(Cu)+ M(S)+M(O)*4=63,55+32+16*4=159,55 (а.е.м. – для молекулы и г/моль – для 1 моля)

M(CuSO₄)=159,55 г/моль.

Пример 3.

Дано вещество CuSO₄*5H₂O, нужно найти его молярную массу.

Представленное вещество является кристаллогидратом, и состоит из связанных молекул CuSO₄ и H₂O. Для нас важно, что одна молекула CuSO₄ связывает 5 молекул воды. Это нужно принимать во внимание при составлении уравнения.

M(CuSO₄*5H₂O) = M(CuSO₄)+5*M(H₂O)

Сделав такое представление, можно увидеть, что представленная задача распалась на две предыдущие. Решение этой задачи будет комбинированием действий из примеров 1 и 2.

M(CuSO₄*5H₂O)=M(CuSO₄)+5*M(H₂O)=63,55+32,07+16*4+5*(1*2+16)

M(CuSO₄*5H₂O)= 249,62 г/моль.

Пример 4.

Дано вещество Арктит Na₅BaCa₇(PO₄)₆F₃, нужно найти его молярную массу.

Подход для решения поставленной задачи такой же, как в первых двух примерах.

M(Na₅BaCa₇(PO₄)₆F₃)=M(Na)*5+M(Ba)+M(Ca)*7+(M(P)+M(O)*4)*6+M(F)*3.

После записи такого уравнения обращаемся к периодической таблице (см. Приложение №1) и используем массы указанных веществ.

M(Na₅BaCa₇(PO₄)₆F₃)=M(Na)*5+M(Ba)+M(Ca)*7+(M(P)+M(O)*4)*6+M(F)*3 M(Na₅BaCa₇(PO₄)₆F₃)=22,99*5+137,33+40,08*7+30,97+16*4=627,81.

M(Na₅BaCa₇(PO₄)₆F₃)=627,81 г/моль

Следующим этапом расчетных задач является определение того или иного вещества, содержащегося в какой либо смеси или минерале. Например, сколько цинка можно извлечь из 245 килограммов ганита (Ганит ‑ ZnAl₂O₄)? Для решения таких задач, необходимо определить молярные массы цинка (заданного элемента) и самого минерала (вещества).

Пример 5

Сколько цинка можно извлечь из 245 килограммов ганита (Ганит - ZnAl₂O₄)?

1. Определить молярную массу цинка. Находим ее в периодической таблице.

2. Определить молярную массу всего вещества. Делаем это аналогично предыдущим примерам.

M(Zn)=65,39

M(ZnAl₂O₄)=M(Zn)+M(Al)*2+M(O)*4=65,39+26,98*2+16*4=183,35

3. Следующий наш шаг – это использование пропорции.

По расчету определили, что в 183,35 граммах ганита содержится 65,39 граммов цинка.

Тогда в 245 килограммах содержится X килограммов цинка.

Эти рассуждения представим в виде пропорции:

183,35 г ZnAl₂O₄	~	65,39 г. Zn
245 кг ZnAl₂O₄	~	X кг Zn

183,35 г	=	65,39 г
245 кг	=	X кг

Решая данную пропорцию, мы получаем искомый ответ: 87,37 кг цинка можно получить из 245 кг ганита.

В случае, если нужно определить содержание алюминия в ганите, нужно учесть, что в отличие от цинка, алюминия содержится 2 в соответствии с формулой. Тогда для учета этого отличия рассмотрим следующий пример.

Пример 6

Сколько алюминия можно извлечь из 245 килограммов ганита. (Ганит - ZnAl₂O₄)?

В целом все операции те же, что и в предыдущем примере.

1. Определить молярную массу алюминия. Находим ее в периодической таблице .

2. Определить молярную массу всего вещества. Делаем это аналогично предыдущим примерам.

M(Al)=26,98

M(ZnAl₂O₄)=M(Zn)+M(Al)*2+M(O)*4=65,39+26,98*2+16*4=183,35

3. Следующий наш шаг – учесть, что нужно использовать удвоенную массу алюминия, так как после алюминия в формуле ганита стоит индекс 2 (ZnAl₂O₄).

4. После этого можно приступать к составлению пропорции

По расчету определили, что в 183,35 граммах ганита содержится 26,98*2 граммов алюминия.

Тогда в 245 килограммах содержится X килограммов цинка.

Эти рассуждения представим в виде пропорции:

183,35 г ZnAl₂O₄	~	26,98*2 г. Al
245 кг ZnAl₂O₄	~	X кг Al

183,35 г	=	26,98*2 г
245 кг	=	X кг

Решая данную пропорцию, мы получаем искомый ответ: 30,05 кг алюминия можно получить из 245 кг ганита.

В каждом из последних двух примеров можно определить массовую долю цинка или алюминия в ганите. Рассмотрим такую задачу отдельно.

Пример 7.

Определите массовую долю цинка и алюминия в ганите (ZnAl₂O₄)

1. Определить молярную массу цинка. Находим ее в периодической таблице.

Определить молярную массу всего вещества.

M(Zn)=65,39

M(ZnAl₂O₄)=M(Zn)+M(Al)*2+M(O)*4=65,39+26,98*2+16*4=183,35

Разделить молярную массу алюминия на молярную массу всего соединения.

;

2. Определить молярную массу алюминия. Находим ее в периодической таблице.

Определить молярную массу всего вещества.

M(Al)=26,98

M(ZnAl₂O₄)=M(Zn)+M(Al)*2+M(O)*4=65,39+26,98*2+16*4=183,35

Разделить молярную массу всего алюминия на молярную массу всего соединения.

;

* Примечание: можно округлять до целых.

Химическая термодинамика.

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. Все эти величины представляют собой функции состояния, т. е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.

Протекание химической реакции связано с разрушением старых химических связей и образованием новых. Каждой химической связи отвечает определенная энергия. Соответственно протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (ΔU < 0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает (ΔU > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).

Изменение внутренней энергии или энтальпии принято относить к тому случаю, когда все исходные вещества и все продукты реакции находятся в стандартных состояниях. Стандартным состоянием вещества при данной температуре называется его состояние в виде чистого вещества при давлении (в случае газов — при парциальном давлении данного газа), равном нормальному атмосферному давлению (101325 Па). Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции. (ΔU° — стандартное изменение внутренней энергии при химической реакции, ΔН° — стандартное изменение энтальпии при химической реакции или стандартная энтальпия реакции).

Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. Эту величину обычно выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль).

Энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ, согласно приведенному определению, равны нулю. Если элемент образует несколько простых веществ (графит и алмаз, белый и красный фосфор и т. п.), то стандартным считается состояние элемента в виде наиболее устойчивой при данных условиях модификации (например, при обычных условиях — графит в случае углерода, О₂ в случае кислорода и т. д.); энтальпия и внутренняя энергия образования этой, наиболее устойчивой модификации принимаются равными нулю. Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. Например, уравнение

РЬО_(к.) + СО_(г.) = РЬ_(к.) + СO_2(г.), ΔH° = ‑ 64 кДж

означает, что при восстановлении 1 моля РЬО оксидом углерода (II) выделяется количество теплоты, равное 64 кДж. Сокращения «к.», «ж.» и «г.» в таких уравнениях указывают соответственно на кристаллическое, жидкое или газообразное состояние вещества.

В основе термохимических расчетов лежит следствие закона сохранения энергии (закон Гесса):

Тепловой эффект химической реакции (т.е. изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Важным для расчетов является еще одно следствие из закона Гесса:

Пример 1.

Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (ΔH° = —393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения

С_{(графит)}

2N₂O_(г.)

→

СO₂(г.),

2N_2(г.)

ΔH^o₁=‑557,5 кДж

(1)

вычислить теплоту образования N₂O_(г.).

Для решения этой задачи обозначим искомую величину через X и запишем термохимическое уравнение образования N₂O из простых веществ:

N₂₍_r_.)

1/2O₂(r.)

→

N₂O(r.),

ΔH^o₂=X кДж

(2)

Для решения задачи так же понадобится теплота образования CO₂ из простых веществ:

С_{(графит)}

O_2(г.)

СO_2(г.)

ΔН°₃ = ‑393,5 кДж

(3)

Для простоты понимания введем замену так, чтобы получить привычный математический вид:

C₍_графит₎	–	A
N₂O₍_г_.)	–	B
CO₂₍_г_.)	–	C
N₂₍_г_.)	–	D
O_2(г.)	–	E

Тогда мы получим систему уравнений:

A+2*B=C+2*D (1)

D+1/2E=B (2)

A+E=C (3)

Искомым в этом случае является уравнение (2), значит, комбинируя уравнения (1) и (3) нам нужно получить уравнение (2).

Нужно помнить, что правую часть складываем с правой частью, а левую ‑ с левой.

Вычтем из уравнения (1) уравнение (3):

(A+2*B) ‑ (A+E) = (C+2*D) ‑ C

2*B ‑ E =2*D

2*D+E=2*B

Разделим полученное уравнение на 2 и получим:

D+1/2E=B

Таким образом, получаем:

((1) – (3))/2 = (2)

Разделив разность уравнений (1) и (3) на 2, получим термохимическое уравнение интересующей нас реакции (2):

N₂₍_r_.)

1/2O₂(r.)

→

N₂O(r.),

ΔH^o₂=X кДж

(2)

Тогда проделаем те же действия с энтальпиями этих реакций:

(ΔH₁ – ΔH₃)/2 =ΔH₂.

(‑557,5 – (–393,5))/2 = X

Что равнозначно обозначениям разбираемой задачи: Тогда, используя данные задачи, для искомой величины найдем:

ΔH₂° = (‑557,5 кДж – (–393, 5 кДж))/2 = 82,0 кДж .

ΔH°_N₂_O_(г.) = 82,0 кДж/моль.

Пример 2.

Определить стандартное изменение энтальпии ΔH° реакции горения метана

СН₄ (г.) + 2O₂ (г.) = СO₂ (г.) + 2Н₂О (г.) (ΔH₁ – ?) (1)

Зная, что энтальпии образования O_2(г.), СO₂ (г.), Н₂O (г.) и СН₄ (г.).

ΔH_O_2(г.)	=	0	кДж/моль
ΔH_С_O_2(г.)	=	-393,5	кДж/моль
ΔH_Н2_O_(г.)	=	-241,8	кДж/моль
ΔH_СН4(г.)	=	-74,9	кДж/моль

Для решения запишем термохимические уравнения реакций образования СO₂, Н₂О и СН₄:

С_{(графит)}	+	O_2(г.)	→	СO₂(г.),	ΔH_CO₂=‑393,5 кДж	(2)
Н_2(г.)	+	1/2 O_2(г.)	→	Н₂O(г.),	ΔH_H₂_O= ‑241,8кДж	(3)
С_{(графит)}	+	2Н₂ _(г.)	→	СН₄(г.),	ΔH_CH₄=‑74,9 кДж	(4)

Для простоты понимания введем замену так, чтобы получить привычный математический вид:

C₍_графит₎	=	A
O_2(г.)	=	B
CO_2(г.)	=	C
H_2(г.)	=	D
H₂O_(г.)	=	E
CH_4(г.)	=	F

Тогда мы получим систему уравнений:

A+B=C (2)

D+1/2B=E (3)

A+2D=F (4)

Из этих трех уравнений нужно получить следующее:

F+2B=C+2E (1)

Нужно помнить, что правую часть складываем с правой, а левую ‑ с левой.

(A+B) + 2*(D+1/2B) ‑ (A+2D)=C + 2*E ‑ F

A+B+2*D+B‑A‑2*D=C+2*E – F

2*B+F=C+2*E

Таким образом, получаем:

(2)+2*(3) – (4) = (1)

Сложив уравнение (2) с удвоенным уравнением (3) и вычтя из найденной суммы уравнение (4), получим термохимическое уравнение интересующей нас реакции (1). Тогда проделаем те же действия с энтальпиями этих реакций:

ΔH₁ = ΔH₂ + 2*ΔH₃ – ΔH₄.

Что равнозначно обозначениям разбираемой задачи:

ΔH₁ = ΔH_CO₂ + 2*ΔH_H₂_O – ΔH_CH₄.

Тогда, используя данные задачи, для искомой величины найдем:

X = –393, 5 – 241, 8 * 2 + 74,9 = –802,2.

Что соответствует следующему уравнению:

ΔH₁° = –393,5 кДж – 241, 8 * 2 кДж + 74,9 кДж = –802,2 кДж.

Последний пример иллюстрирует важное следствие закона Гесса, применение которого упрощает многие термохимические расчеты:

Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.

В связи с тем, что теплоты образования важных и часто используемых собраны в специальные таблицы, то следует научиться самим пользоваться такими таблицам. Разберем следующий пример используя Таблицу 5 в Приложении.

Пример 3. Пользуясь данными Приложения 4 приложения, вычислить ΔH° реакции:

2 Mg_(к.) + СO_{2 (г.)} = 2 MgО_(к.) + С_{(графит)}.

Решение. Находим в Приложении 4 стандартные энтальпии образования СО_(г) и MgO равны соответственно кДж/моль. Запишем стандартные энтальпии образования для указанного уравнения:

2 ΔH°_{Mg (к.)} + ΔH°_С_O_{2 (г.)} = 2 ΔH°_{MgО (к.)} + ΔH°_{С (графит)}.

Для нахождения ΔH° реакции вычтем из энтальпий продуктов энтальпии исходных веществ этой реакции. То есть вычтем из правой части левую. Учтем, что ΔH° простых веществ равна нулю. И подставим значения ΔH°_С_O_{2 (г.)} и ΔH°_{MgО (к.)} из таблицы. Перепишем предыдущее уравнение в математическом цифровом виде и преобразуем:

ΔH°=(2ΔH°_{MgО (к.)} + ΔH°_{С (графит)}) – (2 ΔH°_{Mg (к.)} + ΔH°_С_O_{2 (г.)})

ΔH°=(2*(‑601,8) кДж/моль + 0 кДж/моль) – (2*0 кДж/моль + (‑393,5) кДж/моль).

ΔH°=2*(‑601,8) кДж/моль ‑ (‑393,5) кДж/моль

ΔH°= ‑1203,6 кДж/моль+393,5 кДж/моль

ΔH°=‑810,1 кДж/моль.

Химическая кинетика

В данном разделе речь пойдет о скорости химической реакции. Скорость характеризует направление и быстроту перемещения, то есть изменение координаты в единицу времени. В зависимости от выбранного направления скорость можно представить:

, или в обратном направлении:

Скорость также может характеризовать изменение какой-либо величины: массы, объема в единицу времени. Химическая реакция как любой процесс происходит во времени, поэтому также характеризуется скоростью и направлением. В этом случае будет изменяться количество вещества в единицу времени. Количество вещества характеризуется концентрацией. Следовательно, скорость химической реакции определяется изменением концентрации в единицу времени:

здесь C₀ – концентрация вещества в начальный момент времени, C_t – концентрация в момент времени t.

В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентраций определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Так, для реакции типа

А + В₂ → АВ₂

закон действия масс выражается следующим образом:

v = k*[A]*[B₂].

В этом уравнении [А] и [В₂] ‑ концентрации вступающих в реакцию веществ, а коэффициент пропорциональности k ‑ константа скорости реакции, значение которой зависит от природы реагирующих веществ.

В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо столкновение трех реагирующих частиц (молекул, атомов), Гораздо реже реакция осуществляется путем столкновения трех реагирующих частиц. Например, реакция типа

А + 2В → АВ₂

может протекать по механизму тройных столкновений:

А + В + В → АВ₂ .

В этом случае, в соответствии с законом действия масс, можно записать

v = k*[A]*[В]*[В], т. е. v = k*[А]*[В]² .

Одновременное столкновение более чем трех частиц крайне маловероятно. Поэтому реакции, в уравнения которых входит большое число частиц, протекают в несколько стадий. В подобных случаях закон действия масс применим к отдельным стадиям процесса, но не к реакции в целом.

В реакционной среде происходит конкуренция прямой и обратной реакций:

А + В ↔ C+D,

которые можно представить так:

А + В → C+D – прямая реакция

C+D → А + В – обратная реакция.

Здесь возникают понятия конкуренции реакций и направления протекания реакции. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций, участвующих в реакции веществ не происходит.

В случае обратимой химической реакции

A+B↔C+D

зависимость скоростей прямой (v_→) и обратной (v_←) реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотношениями:

v_→ = k_→*[А]*[В]; v_←= k_←*[С]*[D].

В состоянии химического равновесия v_→=v_←, т. е.

k_→*[А]*[В] = k_←*[С]*[D]

В условиях равновесия, пользуясь правилом пропорциональных отношений, можно записать следующее:

;

Здесь К_р — константа равновесия реакции.

Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями. Константа равновесия — постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ.

В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо столкновение трех реагирующих частиц (молекул, атомов). Например, реакция типа

A + 2B → C+2D

может протекать по механизму тройных столкновений:

A+B+B → C+D+D

В этом случае, константу равновесия в соответствии, можно записать так:

Тогда аналогично можно записать химическую реакцию и константу равновесия для нее в общем виде:

aА + bВ → cС+dD

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются, как правило, постоянными.

Если имеется равновесие химической реакции, то его модно сместить в сторону прямой или обратной реакции. Для этого можно изменить следующие факторы:

1 ‑ концентрация веществ;

2 – давление;

3 – температура.

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Рассмотрим на примерах, как смещается равновесие.

Пример 1. Влияние концентрации на химическое равновесие.

2 NO_(г) + O_2(г) ↔ 2NO_2(г); ΔH^o₂₉₈= ‑ 113,4 кДж/моль.

При введении в равновесную систему дополнительных количеств NO или O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличиваем концентрации NO или O₂, значит, увеличиваем количество столкновений исходных веществ, увеличиваем скорость прямой реакции, смещаем равновесие в сторону образования NO₂.

Увеличение концентрации NO₂ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Пример 2. Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два.

2 NO_(г) +1 O_2(г) ↔ 2NO_2(г);

При увеличении давления равновесии сместится в сторону меньшего объема (меньшего числа молей), то есть в сторону образования NO₂. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону.

Если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Пример 3. Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции. Это согласуется с принципом Ле Шателье. Если в ходе прямой реакции выделяется тепло, а мы отводим тепло, по равновесие сместится в сторону продуктов. Если нагреваем реакционную зону, то равновесие сместится в сторону исходных веществ.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

2 NO_(г) + O_2(г) ↔ 2NO_2(г); ΔH^o₂₉₈= ‑ 113,4 кДж/моль.

ΔH^o₂₉₈= ‑ 113,4 кДж/моль, значит, в ходе реакции выделяется тепло, повышается температура. Соответственно повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Пример 4. Влияние температуры на скорость химической реакции.

Растворение образца сульфида цинка в соляной кислоте при 18^оС заканчивается через 2,25 минуты, а при 38^оС такой же образец соли растворяется за 0,25 минуты. За какое время данный образец растворится при 48^оС?

Для решения воспользуемся уравнением Вант-Гоффа. Переведем все значения в систему Си.

2,25 минут = 135 секунд

0,25 минут = 15 секунд

18^оС = 291 К

38^оС = 311 К

48^оС = 321 К

Вспомним, что скорость химической реакции равна обратному времени реакции:

Подставим данные из задачи в уравнение:

Найдем отсюда значение коэффициента γ:

Зная коэффициент γ, легко найдем скорость реакции при температуре 48 ^оС:

Растворение образца сульфида цинка в соляной кислоте при 48^оС протекает со скоростью v=0,2 с^-1.

Блок №5.

81. Напишите выражение для константы равновесия экзотермической реакции:

СО+Cl₂ → COCl₂; ΔH^o= ‑111 кДж/моль.

Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

82. Напишите выражение для константы равновесия экзотермической реакции:

S + O₂ → SO₂ + 279 кДж/моль.

83. Напишите выражение для константы равновесия:
2CO+O₂ → 2CO₂, ΔH^o = ‑571 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

84. Напишите выражение для константы равновесия:
SO₂ + 1/2O₂→SO₃, ΔH^o = ‑96,3 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

85. Напишите выражение для константы равновесия:
С + H₂O→CO + H₂ ‑ 117 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

86. Напишите выражение для константы равновесия:
2NO + O₂→2NO₂ + 70,2 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

87. Напишите выражение для константы равновесия:
СН₄ + 2O₂ →CO₂ + H₂O_(г), ΔН =‑802,2 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

88. Напишите выражение для константы равновесия экзотермической реакции:
СО + H₂O→CO₂ + H₂; ΔH^o= 2 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 3 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

89. Напишите выражение для константы равновесия:
С + 2N₂O → CO₂ + 2 N₂ + 557,5 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

90. Напишите выражение для константы равновесия:
FeO + CO →CO₂ + Fe + 18,2 кДж/моль.
Как изменится скорость прямой реакции при увеличении концентрации реагирующих веществ в 2 раза? В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления и уменьшении температуры?

91. Напишите выражение для константы равновесия экзотермической реакции:
СО + Cl₂→COCl₂; ΔH^o= ‑111 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

92. Напишите выражение для константы равновесия:
S + O₂→SO₂ + 279кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

93. Напишите выражение для константы равновесия:
2CO + O₂→2 CO₂, ΔH =‑571 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

94. Напишите выражение для константы равновесия:
SO₂ + 1/2 O₂→SO₃, Δ H =‑96,3 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

95. Напишите выражение для константы равновесия:
С + H₂O→CO + H₂ ‑ 117 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

96. Напишите выражение для константы равновесия:
2NO + O₂→2NO₂ + 70,2 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

97. Напишите выражение для константы равновесия:
СН₄ + 2 O₂→CO₂ + H₂O_(г), Δ Н =‑802,2 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

98. Напишите выражение для константы равновесия экзотермической реакции:
СО + H₂O→CO₂ + H₂ ΔH^o= 2 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

99. Напишите выражение для константы равновесия:
С + 2N₂O→CO₂ + 2N₂ + 557,5 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

100.Напишите выражение для константы равновесия:
FeO + CO→CO₂ + Fe + 18,2 кДж/моль.
Как изменится скорость обратной реакции при уменьшении объема системы в 2 раза? Как следует изменить температуру, давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

Растворы

К расчетным задачам также относятся и задачи на приготовление растворов. Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами — долями или процентами, либо величинами размерными — концентрациями. (Концентрация – это содержание чего-либо в чем-либо: соли в воде, кислоты в воде, воды в кислоте и т.д.). Массовая доля более широкое понятие, и его мы ввели выше:

;

Это понятие также справедливо и для растворов:

;

Таким образом, встречается понятие растворов 10 %-ной (25 %-ной, 12 %-ной и т.д.) концентрации.

Для практических расчетов по изменению концентрации раствора или по приготовлению раствора заданной концентрации удобно использовать «правило креста». Суть этого правила или метода расчета сводится к графической записи задачи, из которой смешиваем раствор и воду (растворитель), смешиваем раствор и чистое вещество, с которым готовим раствор (сухую навеску соли, чистое жидкое вещество)

Случай 1

Нужно приготовить раствор KOH с концентрацией 15% из растворов KOH с концентрациями 5% и 60%.


W1		\|w2-w3\|	15-5=10
	W3
W2		\|w1-w3\|	60-15=45

Таким образом, мы нашли, что для приготовления раствора с концентрацией 15 % нам нужно взять 10 массовых частей раствора с концентрацией 60% и 45 частей с концентрацией 5%. Далее нам поможет применение пропорции:

45+10=55 - пусть 250 граммов раствора, тогда

10 ‑ х

45 – у

Х=10*250/55=45,45 г.

У=45*250/55=204,54 г.

Случай 2

Нужно приготовить раствор KOH с концентрацией 15% из раствора KOH с концентрацией 60%. В этом случае подразумевается, что этот раствор нужно разбавить водой до нужной концентрации. В этом случае в качестве второго раствора будет выступать раствор с концентрацией ω=0% (содержание вещества в чистой вожже = 0).


W1		\|w2-w3\|	15-0=15
	W3
W2		\|w1-w3\|	60-15=45

Таким образом, мы нашли, что для приготовления раствора с концентрацией 15 % нам нужно взять 15 массовых частей раствора с концентрацией 60% и 45 частей с концентрацией 5%. Далее нам поможет применение пропорции:

45+15=60 - пусть 250 граммов раствора, тогда

15 ‑ х

45 – у

Х=15*250/60=62,5 г

У=45*250/60=187,5 г

Случай 3

Нужно приготовить раствор KOH с концентрацией 15% из раствора KOH с концентрацией 5% и сухой навески KOH. Здесь сухой гидроксид калия KOH не содержит воды, то есть его концентрация ω=100%.


W1		\|w2-w3\|	15-5=10
	W3
W2		\|w1-w3\|	100-15=85

Таким образом, мы нашли, что для приготовления раствора с концентрацией 15 % нам нужно взять 85 массовых частей раствора с концентрацией 5% и 10 частей с концентрацией 100%. Далее нам поможет применение пропорции:

10+85=95 - пусть 250 граммов раствора, тогда

10- х

85 – у

Х=10*250/95=26,31 г.

У=85*250/95=223,68 г.

Массовая доля завязана на массу, а работать удобнее с объемами. Поэтому нужно ввести и использовать понятие плотности. Фактически, плотность – это масса фиксированного объема (масса одного литра, масса одного миллилитра).

Рассмотрим использование плотности и массовой доли на следующем примере:

Пример 1

Какой объем 20%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,15 г/мл) необходим для приготовления 300 мл 15%-ного раствора с плотностью 1,09 г/мл.

Для решения данной задачи нужно понимать, что в ней два присутствуют раствора с разными параметрами.

«Какой объем 20%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,15 г/мл)» ‑ первый раствор.

«300 мл 15%-ного раствора с плотностью 1,09 г/мл» ‑ второй раствор.

Кроме того, задачу удобно решить с конца.

Так как для второго раствора фиксировано количество, то мы можем найти массу растворенного вещества (KOH), которое нужно для его приготовления.

У нас есть плотность и объем, а из них находится масса раствора:

; ;

Масса раствора 327 граммов, в котором 15% ‑ это масса KOH, а 85% ‑ это вода.

Для определения массы чистого KOH нужно воспользоваться формулой массовой доли:

15% ~ 0,15

;

Так определена масса вещества, необходимая для приготовления второго раствора. А берем мы ее из первого. Однако это масса чистого вещества, а у нас есть только раствор. Тогда нужно вычислить массу раствора через массовую долю:

;

На этом этапе нужно провести оценку разумности результатов. Обратим внимание на концентрации и массы растворов, принимая во внимание, что количество растворенного вещества одинаково. Раствор с большей концентрацией (ω=20%) имеет меньшую массу m=245,25г, чем раствор с меньшей концентрацией (ω=15%) m=327г. Такое соотношение разумно и логично, значит, ход решения идет верно. Если же возникла обратная зависимость, то следует проверить решение на наличие ошибок.

Следующий шаг – вычислить объем первого раствора, зная его массу и плотность:

; ;

Таким образом, ответ в данной задаче:

213,26 мл 20%-ного раствора гидроксида натрия необходим для приготовления 300 мл 15%-ного раствора.

Рассмотрим для наглядности эту задачу в виде таблицы:

Шаг 1:

Заполним таблицу данными из задачи. Обозначим искомую величину за X. Заметим, что последняя строка m_{вещества} – имеет одинаковые значения по условию задачи. То есть, m_{вещества1}=m_{вещества2}

Параметры	Раствор 1	Раствор 2
ω, %	20%	15%
ρ, г/мл	1,15	1,09
V, мл	X	300
m_{раствора}, г	---	---
m_в_е_щ_ества, г	---	---

Шаг 2:

Вычисляем массу раствора 2:

; ;

Параметры	Раствор 1	Раствор 2
ω, %	20%	15%
ρ, г/мл	1,15	1,09
V, мл	X	300
m_{раствора}, г	---	327
m_{вещества}, г	(одно значение)

Шаг 3:

Вычисляем массу растворенного вещества:

;

Параметры	Раствор 1	Раствор 2
ω, %	20%	15%
ρ, г/мл	1,15	1,09
V, мл	X	300
m_{раствора}, г	---	327
m_{вещества}, г

49,05

Шаг 4:

Вычисляем массу первого раствора:

;

Параметры	Раствор 1	Раствор 2
ω, %	20%	15%
ρ, г/мл	1,15	1,09
V, мл	X	300
m_{раствора}, г	245,25	327
m_{вещества}, г	49,05

Шаг 5 :

Вычисляем искомый объем первого раствора:

; ; ;

Параметры	Раствор 1	Раствор 2
ω, %	20%	15%
ρ, г/мл	1,15	1,09
V, мл	213,26	300
m_{раствора}, г	245,25	327
m_{вещества}, г	49,05

Обозначим искомую величину за X

Искомое значение X (объем первого раствора с ω=20%) найдено: X=213,26 мл.

Блок №6.

101.К 0.5 литрам 15 % раствора серной кислоты (плотность 1.1 г/мл) добавили 60 мл воды. Определить концентрацию полученного раствора.

102.Вычислить массовую долю в процентах раствора хлорида калия, если в 2 литрах раствора содержится 10 г соли. Плотность раствора принять за единицу.

103.Какой объем 96 %-ного раствора серной кислоты с плотностью 1,84 г/мл необходим для приготовления 250 мл 20 % раствора.

104.Определить массовую долю в % раствора гидроксида калия, полученного смешением 100 мл 10 %-ного раствора (плотность 1,08 г/мл) и 200 мл 30%-ного раствора с плотностью 1,29 г/мл.

105.Определить массовую долю в процентах раствора серной кислоты, если к 200 мл 50%-ного раствора с плотностью 1,43 г/мл прибавили 500 мл воды.

106.Какую массу соли и какой объем воды нужно взять для приготовления 2 литров 20 %-ного раствора (плотность 1,1 г/мл ).

107.Какой объем 20%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,15 г/мл ) необходим для приготовления 300 мл 15%-ного раствора с плотностью 1,09 г/мл.

108. Вычислить процентную концентрацию раствора хлорида натрия, если в 500 мл раствора содержится 50 грамм соли. Плотность раствора принять за единицу.

109.Какой объем 25%-ного раствора серной кислоты (плотность 1,18 г/мл ) надо взять для приготовления 1 л 12%-ного раствора с плотностью 1,08 г/мл?

110.Вычислить процентную концентрацию раствора соляной кислоты, полученного смешением 200 г 10% раствора и 250 мл 25% раствора с плотностью 1,17 г/мл.

111.Какой объем 10% раствора гидроксида натрия (плотность 1.1 г/мл) необходим для приготовления 5% раствора массой 100г.

112.Какова процентная концентрация раствора гидроксида натрия, полученного смешением 500 мл 5% раствора (плотность 1,05 г/мл) и 200 г 10% раствора.

113.Из 400 г 20% (по массе) раствора при охлаждении выделилось 50 г растворенного вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся растворе?

114.Определите массу гидроксида натрия, который надо взять для приготовления 200 мл раствора с массовой долей NaOH 30% (плотность раствора 1,33 г/мл).

115.Какой объем раствора с массовой долей серной кислоты 88% (плотность 1,8 г/мл) надо взять для приготовления 300 мл раствора с массовой долей кислоты 40% (плотность 1,3г/мл).

116.Сколько мл 74% серной кислоты (плотность 1,664 г/мл) потребуется для приготовления 250 г 20% раствора серной кислоты?

117.До какого объёма надо разбавить 500 мл 20% (по массе) раствора хлорида натрия (плотность 1.152 г/мл), чтобы получить 4.5%-ный раствор (плотность 1.029 г/мл).

118.Определите массовую долю вещества в растворе НСl, полученном смешением 300г 25%- ного и 400 г 40% - ного (по массе) растворов этого вещества.

119.Сколько воды надо прибавить к 100 мл 20 % раствора серной кислоты с плотностью 1.14 г/мл, чтобы получить 5 % раствор серной кислоты?

120.Из 400 г 50% (по массе) раствора серной кислоты выпариванием удалили 100г воды. Чему равна массовая доля серной кислоты в оставшемся растворе?

Гальванический элемент

Гальванический элемент – это устройство или система, где химическая энергия превращается в электрическую. Существует множество вариантов гальванических элементов, где суть сведена к тому, что есть два электрода, разделенные электролитом. И внутри системы происходит окислительно-восстановительная реакция.

Электрод ‑ электронно-проводящая фаза (материал), контактирующий с ионным проводником (электролитом). Переносит заряд без переноса вещества, носители заряда – электроны. В упрощенном виде электрод – это система, состоящая из металла, погруженного в раствор собственной соли (электролит) см. рис. 1.

Рис. 1. Пример электрода. Металлическая пластина (Zn) опущена в раствор соли (ZnSO₄).

На границе металл – раствор устанавливается равновесие:

Zn⁰ ↔ Zn²⁺+2e^‑

Электрод характеризуется электродной реакцией и стандартным электродным потенциалом (φ₀). В зависимости от направления выбранной реакции будет меняться знак стандартного электродного потенциала.

Zn⁰ → Zn²⁺+2e^‑; φ₀= + 0,76 В.

Zn²⁺+2e^‑ → Zn⁰; φ₀= ‑ 0,76 В.

Если есть стандартный электродный потенциал, то есть и нестандартный электродный потенциал, который зависит от концентрации (давления) и температуры и определяется уравнением Нернста (при условии, что активность равна концентрации):

;

где: φ ‑ электродный потенциал (В), φ₀ – стандартный электродный потенциал (В), R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль*К), T – абсолютная температура (К), F – постоянная Фарадея (96485,55 Кл/моль), z – число электронов, участвующих в процессе, C_Ox и C_Red – концетнрации окисленной и восстановленной форм вещества участвующего в реакции.

Электролит – это фаза (материал), которая проводит электрический ток при переносе вещества. Носителями заряда здесь являются ионы, а перенос электронов через эту фазу пренебрежимо мал. В упрощенном виде электролит – это ионпроводящее вещество. Электролитом может быть раствор, расплав или твердое вещество, отвечающее заявленным требованиям.

Гальванический элемент (химический источник тока) – система, состоящая из двух электродов, разделенных электролитом. На одном электроде будет происходить окисление (Анод), на втором – восстановление (катод).

Для работы с гальваническим элементом нужно уметь записать его схему, рассчитать его разность потенциалов (ЭДС – электродвижущую силу), определить и записать потенциал-образующую реакцию, записать уравнения электродных процессов.

Схемы гальванических элементов могут быть записаны так:

Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu

(‑) А Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu К (+)

При записи схемы гальванического элемента руководствуются следующими правилами:

1 слева записываем того, кто окисляется, справа того – кто восстанавливается.

2 окислителем будет более электроположительный элемент (см. ряд напряжений металлов)

3 граница электрод/электролит (твердое/жидкое) обозначается одной вертикальной чертой: Zn|Zn²⁺; Cu²⁺|Cu.

4 разделение электролитов (жидкое/жидкое, мембрана, солевой мостик) – обозначается двумя вертикальными чертами: Zn²⁺||Cu²⁺; ZnSO₄||CuSO₄.

Подход 1.

Принимается, что ЭДС равна разнице потенциалов катода и анода, то есть:

Запишем для гальванического элемента Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu:

В этом случае используются уравнения и потенциалы, приведенные в таблицах стандартных электродных потенциалов (Приложение 5):

Анод: Zn²⁺+2e^‑ → Zn⁰; = ‑ 0,76 В.

Катод: Cu²⁺+2e^‑ → Cu⁰; = + 0,52 В.

Е = 0,52 – (‑0,76)=0,52+0,76=1,28 В.

Подход 2.

Для расчета ЭДС запишем анодный и катодный процессы для гальванического элемента Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu в том виде, в котором они протекают:

Анод: Zn⁰ → Zn²⁺+2e^‑; = + 0,76 В.

Катод: Cu²⁺+2e^‑ → Cu⁰; = + 0,52 В.

Тогда нужно просто сложить значения потенциалов реакций:

Е = 0,52+0,76=1,28 В.

Если ЭДС>0, значит, реакция протекает самопроизвольно, а схема гальванического элемента и решение верны. Если ЭДС<0, значит, в решении присутствует ошибка.

Пример 1. Цинк-медный гальванический элемент.

Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного стандартными электродами цинка и меди.

Нужно заметить, что здесь не указаны растворы, поэтому выберем растворы растворимых солей: ZnSO₄ и CuSO₄.

Для простоты восприятия можно нарисовать рисунок, этот рисунок можно использовать как основу для записи схему гальванического элемента:

Рис. 2. Цинк-медный гальванический элемент. Для разделения пространств вблизи электродов используют мембрану или солевой мостик, суть которых не допустить смешивания раствором. На этой границе происходит смена носителя заряда.

Здесь происходит окисление цинка в соответствии с уравнением: Zn⁰ → Zn²⁺+2e^‑; φ₀= + 0,76 В. Значит, здесь анод и анодное пространство.	Здесь происходит восстановление меди в соответствии с уравнением: Cu²⁺+2e^‑ → Cu⁰; φ₀= + 0,52 В. Значит, здесь катод и катодное пространство.
Уравнения для электродных реакций можно найти в справочниках, и в Приложении 5, там же можно посмотреть значения стандартных электродных потенциалов (Приложении 6).
На границе происходит растворение цинка, т.е. металлический цинк переходит в раствор сульфата цинка (ZnSO₄) в виде иона (Zn²⁺). Это можно записать так: Zn\|Zn²⁺ Zn\|ZnSO₄	На границе происходит осаждение меди, т.е. медь из раствора сульфата меди (CuSO₄) переходит в металлическое состояние и оседает на электроде в виде металла (Cu⁰). Это можно записать так: Cu²⁺\|Cu CuSO₄\|Cu
Эти два процесса разделены пространственно мембраной, то есть их нужно записать в одну строку и разделить двумя чертами:
Zn\|Zn²⁺\|\|Cu²⁺\|Cu Zn\|ZnSO₄\|\|CuSO₄\|Cu
Теперь добавим обозначение анода и катода:
(‑) А Zn\|Zn²⁺\|\|Cu²⁺\|Cu К (+) (‑) А Zn\|ZnSO₄\|\|CuSO₄\|Cu К (+)

Таким образом, записана схема гальванического элемента. Уравнения электродных процессов были определены в самом начале:

Zn⁰ → Zn²⁺+2e^‑; φ₀= + 0,76 В;

Cu²⁺+2e^‑ → Cu⁰; φ₀= + 0,52 В.

Теперь нужно вычислить разность потенциалов этого элемента (или ЭДС). Для этого нужно воспользоваться простой математической формулой:

В этом случае используются следующие реакции и их потенциалы:

Zn²⁺+2e^‑ → Zn⁰; = ‑ 0,76 В.

Cu²⁺+2e^‑ → Cu⁰; = + 0,52 В.

Е = 0,52 – (‑0,76)=0,52+0,76=1,28 В.

Пример 2. Концентрационный гальванический элемент.

Вычислите ЭДС гальванического элемента Ni|Ni(NO₃)₂(0,001 Н)||NiCl₂(0,1 Н)|Ni. Напишите уравнения электродных процессов.

В задаче дана схема элемента – это половина задачи.

Распишем анодный процесс:

Ni⁰→Ni²⁺+2e^‑; φ₀=0,25 В.

В задаче указана концентрация раствора, что говорит об отклонении от стандартного электродного потенциала. Тогда используем уравнение Нернста и рассчитаем значение потенциала для анода:

;

Распишем катодный процесс:

Ni²⁺+2e^‑ →Ni⁰; φ₀=‑0,25 В.

Используя уравнение Нернста, рассчитаем значение потенциала для катода:

;

Следующим этапом вычислим ЭДС представленного гальванического элемента:

Коррозия металлов

Коррозия – это самопроизвольное окисление металла в результате взаимодействия с окружающей средой. Коррозия возникает в результате окисления металла кислородом воздуха, водородом, водой или другим металлом. Тема коррозии имеет довольно большой практический аспект, так как встречается практически во всех сферах, где имеет место металлическое изделие: от заборов и опор мостов до корпусов кораблей и автомобилей.

Интересным случаем является коррозия сплавов во влажной среде или при непосредственно контакте с жидкостями (растворы солей, кислот, щелочей).

Тогда образуется гальваническая пара (локальный гальванический элемент) и возникает электрохимическая коррозия.

Наиболее распространенными окислителями (деполяризаторами) являются молекулы растворенного в воде кислорода (О₂), сами молекулы воды (Н₂О) и катионы водорода (Н⁺). Как правило, в коррозионной среде присутствуют все три деполяризатора. Какой из них будет определять протекание катодного процесса, зависит от соотношения их концентраций, что обусловлено реакцией среды (кислая, нейтральная, щелочная).

Для анализа покрытия, расчета коррозионной защиты и определения, какой материал окисляется в первую очередь, рассматривают работу гальванической пары.

1. Составляют схему гальванической пары:

Me1 | среда | Me2.

2. Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (Приложение 5), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).

3. Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электрохимической коррозии.

4. Указывают направление движения электронов.

Пример 1. Окисление железа во влажной среде. Окислитель – кислород. Результат – образование ржавчины Fe(OH)₃.

4Fe+ 6Н₂О + ЗО₂ → 4Fe(OH)₃

Пример 2. Напишите уравнения электродных процессов коррозии пары алюминий – олово с кислородной деполяризацией

Для того чтобы понять, какой элемент будет восстановителем и какой окислителем, нужно посмотреть на электрохимический ряд напряжений металлов. Для нас важно, что правый элемент будет окислять левый, или более электроположительный элемент окисляет более электроотрицательный. Так алюминий стоит левее олова (Приложение 6). По условию в процессе коррозии могут участвовать алюминий, олово и кислород, выпишем уравнения электродных процессов для каждого элемента и сравним потенциалы этих реакций.

Al³⁺+3e^‑→Al⁰; φ= ‑ 1,6 В;

Sn²⁺+2e^‑→Sn⁰; φ= ‑ 0,14В.

O₂ + 2H₂O + 4e^‑ → 4OH^‑; φ= 0,4В.

Очевидно, что на аноде будет происходить окисление алюминия. Поскольку в задаче речь идет о кислородной деполяризации, то на катоде будет происходить восстановление кислорода. Тогда можно записать следующие реакции:

Анодный процесс: Al⁰ – 3e^‑ → Al³⁺;

Катодный процесс: O₂ + 2H₂O + 4e^‑ → 4OH^‑.

Так как ионы Al³⁺ с гидроксид-ионами ОН^‑ образуют нерастворимый гидроксид (см. таблицу растворимости ‑ Приложение 3), то продуктом коррозии будет Al(OH)₃.

Для защиты изделий от коррозии по механизму защиты различают анодные и катодные металлические покрытия. Металл анодных покрытий имеет электродный потенциал более отрицательный, чем потенциал защищаемого металла (железо, покрытое цинком). Соответственно, металл катодных покрытий имеет электродный потенциал более положительный, чем потенциал защищаемого металла (железо, покрытое медью.)

В обоих случаях образуется гальваническая пара или гальванический элемент:

Анодное покрытие: (‑) А Zn|Zn²⁺||Fe²⁺|Fe К (+)

Катодное покрытие: (‑) А Fe|Fe²⁺||Cu²⁺|Cu К (+)

В первом случае железо является катодом и принимает электроны, а значит, конструкция будет устойчива, пока сохраняется какое-либо количество цинка. Во втором же случае железо будет расходоваться в первую очередь, так как медь оттягивает электроны. Здесь важна целостность покрытия.

Пример 3. Железное изделие покрыли свинцом. Что происходит при коррозии этого изделия в морской воде? Напишите уравнения электродных процессов.

Сравним потенциалы желез и свинца (см. Приложение табл №):

Fe²⁺+2e^‑→Fe⁰; φ= ‑0,44 В.

Pb²⁺+2e^‑→Pb⁰; φ= ‑0,12 В.

В состав морской воды входят соли щелочных и щелочноземельных металлов (K⁺, Na⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Cl^‑, SO₄^2‑), которые не могут окислить железо или свинец. Окислителем будет выступать кислород воздуха или кислород, растворенный в воде.

O₂ + 2H₂O + 4e^‑ → 4OH^‑; φ= 0,4В.

Очевидно, что на аноде будет происходить окисление железа. Поскольку задача аналогична предыдущему примеру, а речь идет о кислородной деполяризации, то на катоде будет происходить восстановление кислорода. Тогда можно записать следующие реакции:

Анодный процесс: Fe⁰ – 2e^‑ → Fe²⁺;

Катодный процесс: O₂ + 2H₂O + 4e^‑ → 4OH^‑.

Продуктами коррозии будут хлорид и сульфат железа (FeCl₂, FeSO₄).

Особенность влияния морской воды заключается в том, что хлорид-ионы (Cl^‑) снимают пассивирующую оксидную пленку с изделий и ускоряют коррозию.

Пример 4. Коррозия в разных средах. Железное изделие покрыли хромом. Что происходит при коррозии этого изделия в щелочной среде? Напишите уравнения электродных процессов.

Сравним потенциалы желез и хрома (Приложение 5):

Fe²⁺+2e^‑→Fe⁰; φ= ‑0,44 В.

Cr³⁺+3e^‑→Cr⁰; φ= ‑0,74 В.

В аэрированной (насыщенной кислородом) нейтральной и щелочной среде (рН>7) деполяризация протекает с участием кислорода и воды (Приложение 5):

О₂ + 2Н₂О + 4е^‑ → 4ОН^‑, φ= 0,4 В.

В деаэрированной (освобожденной от кислорода) нейтральной и щелочной среде (рН>7) деполяризация протекает с участием воды (Приложение 5):

2Н₂О + 2е^‑ → Н₂ ↑ +2ОН^‑, φ= ‑0,83 В.

Определим, насыщенная ли кислородом среда, и выберем катодный процесс из возможных:

O₂ + 2H₂O + 4e^‑ → 4OH^‑; φ= 0,4В.

Теперь сравним потенциалы реакций и определим анодный и катодный процессы:

Анодный процесс: Cr⁰ → Cr³⁺+3e^‑;

Катодный процесс: O₂ + 2H₂O + 4e^‑ → 4OH^‑.

В избытке гидроксид-ионов (OH^‑) будет образовываться нерастворимый гидроксид хрома (Cr(OH)₃).

Пример 5. Коррозия в разных средах. Железное изделие покрыли хромом. Что происходит при коррозии этого изделия в кислой среде? Напишите уравнения электродных процессов.

Сравним потенциалы желез и хрома (Приложение 5):

Fe²⁺+2e^‑→Fe⁰; φ= ‑0,44 В.

Cr³⁺+3e^‑→Cr⁰; φ= ‑0,74 В.

Подберем уравнение восстановления кислорода для кислой среды (Приложение 5)

O₂⁰+ 4H⁺ + 4e^‑ → 2H₂O; φ= +1,23 В.

Кроме того, может также восстанавливаться водород:

2H⁺ + 2e^‑ → H₂⁰; φ= 0,00 В.

Теперь сравним потенциалы реакций, определим реакцию среды по условиям эксплуатации изделия и определим анодный и катодный процессы. Допустим, что изделие находится открытой зоне и при избытке кислорода. Самый отрицательный потенциал у хрома, а самый положительный у кислорода:

Анодный процесс: Cr⁰ → Cr³⁺+3e^‑;

Катодный процесс: O₂⁰+ 4H⁺ + 4e^‑ → 2H₂O^‑.

Среда	Кислая, pH<7	Щелочная, нейтральная. pH≥7
Насыщенная кислородом	O₂⁰+ 4H⁺ + 4e^‑ → 2H₂O; φ= +1,23 В.	О₂ + 2Н₂О + 4е^‑ → 4ОН^‑; φ= 0,4 В.
Освобожденная от кислорода	2H⁺ + 2e^‑ → H₂⁰; φ= 0,00 В.	2Н₂О + 2е^‑ → Н₂ ↑ +2ОН^‑; φ= ‑0,83 В.

Блок №10.

181.Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного покрытия железа. Что произойдет при нарушении защитного покрытия в растворе щелочи?

182.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной деполяризацией при коррозии пары никель – медь.

183.В раствор соляной кислоты поместили цинковую пластинку, частично покрытую медью. Напишите уравнения электродных процессов.

184.Железное изделие покрыто хромом. Как будет корродировать это изделие при нарушении покрытия во влажном воздухе?

185.Какой металл целесообразнее взять для протекторной защиты трубопровода, изготовленного из железа: никель, хром, цинк, олово? Напишите уравнения электродных процессов.

186.Как происходит атмосферная коррозия луженой меди при нарушении защитного покрытия? Напишите уравнения электродных процессов.

187.Выберите металлы для анодного покрытия кобальта: цинк, медь, олово, никель.

188.Приведите пример протекторной защиты железа от коррозии в электролите, содержащем растворенный кислород.

189.Железное изделие покрыли кадмием. Что происходит при коррозии этого изделия в морской воде? Напишите уравнения электродных процессов.

190.Как происходит коррозия хрома, находящегося в контакте с оловом в кислом растворе? Напишите уравнения электродных процессов.

191.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с водородной деполяризацией при коррозии пары магний – хром.

192.В раствор щелочи поместили пластинку никеля, частично покрытую кадмием. Напишите уравнения электродных процессов.

193.Железное изделие покрыли свинцом. Что происходит при коррозии этого изделия в растворе щелочи? Напишите уравнения электродных процессов.

194.Какой металл целесообразней взять для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, медь, магний, хром? Напишите уравнения электродных процессов.

195.Выберите металлы для катодного покрытия кадмия: магний, никель, хром, цинк, железо? Что произойдет при нарушении защитного покрытия в щелочной среде? Напишите уравнения электродных процессов.

196.Назовите несколько металлов, которые могут служить для катодного покрытия железа. Что произойдет при нарушении защитного покрытия в кислой среде?

197.Напишите уравнения электродных процессов коррозии пары алюминий – никель с кислородной деполяризацией.

198.Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном растворе? Напишите уравнения электродных процессов.

199.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с водородной деполяризацией при коррозии пары магний – хром.

200.Какой металл целесообразней взять для протекторной защиты от коррозии железа: никель, цинк, магний, хром? Напишите уравнения электродных процессов.

Электролиз

Электролиз – это окислительно‑восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиз сегодня широко применяется для очистки металлов, нанесения покрытий и изготовления изделий. Во время электролиза происходит превращения электрической энергии в химическую.

На практике имеет значение правильная сборка схемы и подбор материала электродов. Важно помнить, что на аноде происходит окисление, на катоде ‑ восстановление. В зависимости от состава электролита и материала электрода, на электродах будут происходить разные процессы. Электроды могут участвовать в процессе и расходоваться или же не участвовать (инертные электроды).

Результирующую электрохимических потенциалов при электролизе называют поляризацией. Ее можно определить аналогично ЭДС, то есть:

E= φ_катода ‑ φ_анода

или же, если реакции электродные процессы записаны в прямом направлении:

E= φ_{катодного процесса} + φ_{анодного процесса}

Пример 1. Электролиз расплава хлорида натрия. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора хлорида натрия и расплава хлорида натрия. Электроды инертны.

В расплаве присутствуют только ионы натрия (Na⁺) и хлора (Cl^‑). Тогда справедливо будет записать анодный и катодный процессы так:

(А): Cl⁻‑2e^‑→Cl₂⁰↑, φ= ‑1,36 В.

(К): Na⁺+e^‑→Na⁰↓, φ= ‑2,71 В.

Обе реакции записаны в прямом направлении, тогда можно определить напряжение электролиза:

E= φ_{катодного процесса} + φ_{анодного процесса}= ‑2,71+(‑1,36)= ‑4,07 В.

Пример 2. Электролиз расплава хлорида натрия.

В растворе хлорида натрия присутствуют следующие ионы: Na⁺, Cl^‑, H⁺, OH^‑. Поэтому на электродах могут происходить параллельные реакции:

(А): Cl⁻‑2e^‑→Cl₂⁰↑, φ= ‑1,36 В.

4OH^‑→ O₂⁰↑ + 2H₂O + 4e^‑, φ= ‑0,4 В.

(К): Na⁺+e^‑→Na⁰↓, φ= ‑2,71 В.

2H⁺ + 2e^‑ = H₂⁰↑, φ= 0,00 В.

2H₂O + 2e^‑ = H₂⁰↑ + 2OH^‑, φ= 0,83 В.

Все реакции записаны в прямом направлении. Первыми на электродах начнутся те реакции, чьи потенциалы больше ( ‑0,4 В > ‑1,36 В; 0,83 >0,00 > ‑2,71 В)

(А): 4OH^‑→ O₂⁰↑ + 2H₂O + 4e^‑, φ= ‑0,4 В.

(К): 2H₂O + 2e^‑ = H₂⁰↑ + 2OH^‑, φ= 0,83 В.

Определим напряжение электролиза:

E= φ_{катодного процесса} + φ_{анодного процесса}= ‑0,4+(0,83)= 0,43 В.

Пример 3. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора нитрат никеля с угольными электродами; с никелевым анодом.

В растворе нитрата никеля присутствуют следующие ионы: Ni⁺, NO₃^‑, H⁺, OH^‑. Поэтому на электродах могут происходить параллельные реакции.

При условии угольных электродов могут происходить следующие электродные реакции:

(А): 4OH^‑→ O₂⁰↑ + 2H₂O + 4e^‑, φ= ‑0,4 В.

(К): Ni²⁺+2e^‑→Ni⁰↓, φ= ‑0,25 В.

2H⁺ + 2e^‑ = H₂⁰↑, φ= 0,00 В.

2H₂O + 2e^‑ = H₂⁰↑ + 2OH^‑, φ= 0,83 В.

Все реакции записаны в прямом направлении. Первыми на электродах начнутся те реакции, чьи потенциалы больше (0,83 >0,00 > ‑0,25 В).

(А): 4OH^‑→ O₂⁰↑ + 2H₂O + 4e^‑, φ= ‑0,4 В.

(К): 2H₂O + 2e^‑ = H₂⁰↑ + 2OH^‑, φ= 0,83 В.

Определим напряжение электролиза:

E= φ_{катодного процесса} + φ_{анодного процесса}= ‑0,4+(0,83)= 0,43 В.

При условии никелевого анода могут происходить следующие электродные реакции:

(А): 4OH^‑→ O₂⁰↑ + 2H₂O + 4e^‑, φ= ‑0,4 В.

Ni⁰→ Ni²⁺+2e^‑, φ= 0,25 В.

(К): Ni²⁺+2e^‑→Ni⁰↓, φ= ‑0,25 В.

2H⁺ + 2e^‑ = H₂⁰↑, φ= 0,00 В.

2H₂O + 2e^‑ = H₂⁰↑ + 2OH^‑, φ= 0,83 В.

Все реакции записаны в прямом направлении. Первыми на электродах начнутся те реакции, чьи потенциалы больше (0,25 > ‑0,4 В; 0,83 >0,00 > ‑0,25 В)

(А): Ni⁰→ Ni²⁺+2e^‑, φ= 0,25 В.

(К): 2H₂O + 2e^‑ = H₂⁰↑ + 2OH^‑, φ= 0,83 В.

Определим напряжение электролиза:

E= φ_{катодного процесса} + φ_{анодного процесса}= 0,25+0,83= 1,08 В.

Законы электролиза Фарадея

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод.

m~q или m=K*q,

где m ‑ масса вещества, q – количество электричества (электрический заряд, измеряемый в кулонах; q=I*t, сила тока, прошедшая через электролизер и умноженная на время пропускания тока), K – электрохимический эквивалент вещества.

Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

где K – электрохимический эквивалент вещества; M – молярная масса элемента; z – заряд элемента; F – постоянная Фрадея (96485 Кл/моль≈96500 Кл/моль).

Для решения практических и теоретических задач используют объединенное выражение законов Фарадея:

При электролизе также имеет место выход по току. Выход по току – это выраженное в процентах отношение количества фактически затраченного электричества (Q_факт) к теоретически необходимому(Q_теор). Также может быть использована степень отклонения от массы фактически прореагировавшего на электроде вещества (m_факт) к теоретически рассчитанной по закону Фарадея(m_теор):

; ;

Для решения расчетных задач на тему законов электролиза Фардея необходимо пользоваться объединенным выражением и корректно записать все элементы выражения в системе СИ.

Важно помнить, что m_теор>m_факт; I_факт>I_теор

Пример 1. При электролизе в течении 1 часа водного раствора нитрата висмута (Bi(NO₃)₃) на катоде выделилось 14 грамм висмута (Bi). Выход по току составляет 94 %. Вычислите силу тока.

В этой задаче необходимо использовать оба выражения, приведенные выше. Сначала придется определить теоретическую силу тока:

m = 14 граммов.

z = 3 (Bi³⁺)

F = 96500 Кл/моль

I = ? А

t = 3600 секунд

M = 208,98 г/моль

В задаче приводится B_T=94%. Используем выражения для выхода по току и рассчитаем фактическую силу тока:

;

Приложения.

Приложение 1. Периодическая таблица химических элементов.

Приложение 2. Названия важнейших кислот и их солей.

Формула	Образующий элемент	Степень окисления	название	соль
HF	Фтор (F)	-1	Фтороводородная (Плавиковая)	Фторид
HBr	Бром (Br)	-1	Бромоводородная	Бромид
HJ	Йод (J)	-1	Йодоводородная	Йодид
HJO₃	Йод (J)	+5	Йодноватая	Йодат
HCl	Хлор (Cl)	‑1	Хлороводородная (Соляная)	Хлорид
НСlO₃	Хлор (Cl)	+5	Хлорноватя	Хлорат
НClO₄	Хлор (Cl)	+7	Хлорная	Перхлорат
H₂S	Сера (S)	‑2	Сероводородная	Сульфид
H₂SO₃	Сера (S)	+4	Сернистая	Сульфит
H₂SO₄	Сера (S)	+6	Серная	Сульфат
H₂S₂O₃	Сера (S)	+6 (‑2)	Тиосерная	Тиосульфат
HNO₂	Азот (N)	+3	Азотистая	Нитрит
HNO₃	Азот (N)	+5	Азотная	Нитрат
Н₂СгO₄	Хром (Cr)	+6	Хромовая	Хромат
НРO₃ Н₃РO₄	Фосфор (P) Фосфор (P)	+5 +5	Метафосфорная Ортофосфорная	Метафосфат Ортофосфат
HMnO₄	Марганец(Mn)	+7	Марганцовая	Перманганат
H₃BO₃	Бор (B)	+3	Отоборная	Ортоборат
H₂CO₃	Углерод (C)	+4	Угольная	Карбонат
H₂SiO₃	Кремний (Si)	+4	Кремниевая	Силикат
HCN			Циановодородная	Цианид
HSCN			Родановодородная	Роданид
HCOOH			Муравьиная	Формиат
CH₃COOH			Уксусная	Ацетат
COOH-COOH			Щавелевая	Оксолат
C₂H₅OH			Этиловый спирт	Этилат

Приложение 3. Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде.

Приложение 4. Стандартные энтальпии (ΔH⁰₂₉₈), энтропии (S⁰₂₉₈) и энергии Гиббса (ΔG⁰₂₉₈) образования некоторых веществ при 298 К.
Вещество	ΔH⁰₂₉₈, кДж/моль	S⁰₂₉₈, кДж/моль	ΔG⁰₂₉₈, кДж/моль
Al₂O₃ (к.)	-1676,0	50,9	-1582,0
C (графит)	0	5,7	0
CCl₄(ж.)	-132,8	216,2	-62,7
CH₄ (г.)	-74,9	186,3	-50,8
C₂H₂ (г.)	226,8	200,8	209,2
C₂H₄ (г.)	52,3	219,4	68,1
C₂H₆ (г.)	-89,7	229,5	-32,9
C₆H₆ (ж.) бензол	49,1	173,3	124,4
C₆H₆ (г.) бензол	82,9	269,2	129,7
CH₃OH (ж.)	– 238,6	126,8	-166,3
C₂H₅OH (ж.)	-277,0	160,7	-174,2
C₂H₅OH (г.)	-234,8	281,4	-167,9
D-C₆H₁₂O₆ (глюкоза р-р.)	-1264,0	269,0	-917,0
CH₃COOH (ж.)	-484,9	159,8	-389,4
(CH₃)₂CO (ж.) ацетон	-248,1	200,4	-155,4
(CH₃)₂CO (г.) ацетон	-217,6	294,9	-153,1
CO (г.)	-110,5	197,5	-137,1
CO₂ (г.)	-393,5	213,7	-394,4
CS₂ (г.)	116,7	237,8	66,6
CS₂ (ж.)	88,7	151,0	64,4
CaCO₃ (к.)	-1207,0	88,7	-1127,4
CaF₂ (к.)	-1214,6	68,9	-1161,9
Ca₃N₂ (к.)	-431,8	105	-368,6
CaO (к.)	-635,5	39,7	-604,2
Ca(OH)₂ (к.)	-986,6	76,1	-896,8
Cl₂ (г.)	0	222,9	0
Cl₂O (г.)	76,6	266,2	94,2
ClO₂ (г.)	105,0	257,0	122,3
Cr₂O₃ (к.)	-1440,6	81,2	-1050,0
CuO (к.)	-162,0	42,6	-129,9
FeO (к.)	-264,8	60,8	-244,3
Fe₂O₃ (к.)	-822,2	87,4	-740,3
Fe₃O₄ (к.)	-1117,1	146,2	-1014,2
H₂ (г.)	0	130,5	0
HBr (г.)	-36,3	198,6	-53,3
HCN (г.)	135,0	113,1	125,5
HCl (г.)	-92,3	186,8	-95,2
HF (г.)	-270,7	178,7	-272,8
HJ (г.)	26,6	206,5	1,8
H₂O (г.)	-241,8	188,7	-228,6
H₂O (ж.)	-285,8	70,1	-237,3
H₂S (г.)	-21,0	205,7	-33,8
KCl (к.)	-435,9	82,6	-408,0
KClO₃ (к.)	-391,2	143,0	-289,9
MgCl₂ (к.)	-641,1	89,9	-591,6
MgO (к.)	-601,8	26,9	-569,6
N₂ (г.)	0	191,5	0
NH₃ (г.)	-46,2	192,6	-16,7
NH₄Cl (к.)	-314,2	95,8	203,2
NH₄NO₃ (к.)	-365,4	151	-183,8
N₂O (г.)	82,0	219,9	104,1
NO (г.)	90,3	210,6	86,6
N₂O₃ (г.)	83,3	307,0	140,5
NO₂ (г.)	33,5	240,2	51,5
N₂O₄ (г.)	9,6	303,8	98,4
N₂O₅ (к.)	-42,7	178	114,1
NiO (к.)	-239,7	38,0	-211,6
O₂ (г.)	0	205,0	0
OF₂ (г.)	25,1	247,0	42,5
P₂O₃ (к.)	-820,0	173,5	---
P₂O₅ (к.)	-1492,0	114,5	-1348,8
PbO (к.)	-219,3	66,1	-189,1
PbO₂ (к.)	-276,6	74,9	-218,3
SO₂ (г.)	-296,9	248,1	-300,2
SO₃ (г.)	-395,8	256,7	-371,2
SiCl₄ (г.)	-687,8	204,6	57,2
SiO₂ (кварц)	-910,9	41,8	-856,7
SnO (к.)	-286,0	56,5	-256,9
SnO₂ (к.)	-580,8	52,3	-519,3
Ti (к.)	0	30,6	0
TiCl₄ (ж.)	-804,2	252,4	-737,4
TiO₂ (к.)	-943,9	50,3	-888,6
WO₃ (к.)	-842,7	75,9	-763,9
ZnO (к.)	-350,6	43,6	-320,7

Приложение 5. Стандартные электродные потенциалы.

Реакция E⁰, В Реакция E⁰, В Ag Ag⁺ + e⁻ → Ag 0,799

Cr²⁺ + 2e⁻ → Cr −0,913

Al(OH)₃ + 3e⁻ → Al + 3OH⁻ −2,31 Cr³⁺ + 3e⁻ → Cr −0,744 Al³⁺ + 3e⁻ → Al −1,663 Cr³⁺ + e⁻ → Cr²⁺ −0,407 Al(OH)₃ + 3H⁺ + 3e⁻ → Al + 3H₂O −1,471 CrO₄²⁻ + 4H₂O + 3e⁻ → Cr(OH)₃ + 5OH⁻ −0,13 AlO₂⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → Al + 2H₂O −1,262 Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 12e⁻ → 2Cr + 7H₂O 0,294

Au³⁺ + 2e⁻ → Au⁺ 1,401 CrO₄²⁻ + 8H⁺ + 6e⁻ → Cr + 4H₂O 0,366 Au³⁺ + 3e⁻ → Au 1,498 CrO₄²⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → CrO₂⁻ + 2H₂O 0,945 Au⁺ + e⁻ → Au 1,692 Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O 1,333

H₃BO₃ + 3H⁺ + 3e⁻ → B + 3H₂O −0,869 CrO₄²⁻ + 8H⁺ + 3e⁻ → Cr³⁺ + 4H₂O 1,477 BO₃³⁻ + 6H⁺ + 3e⁻ → B + 3H₂O −0,165 Cs Cs⁺ + e⁻ → Cs −2,923 Ba Ba²⁺ + 2e⁻ → Ba −2,905

Cu²⁺ + e⁻ → Cu⁺ 0,153

Be²⁺ + 2e⁻ → Be −1,847 Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu 0,345 Be(OH)₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → Be + 2H₂O −1,820 Cu⁺ + e⁻ → Cu 0,520

Bi₂O₃ + 3H₂O + 6e⁻ → 2Bi + 6OH⁻ −0,46 Fe Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe −0,440 Bi³⁺ + 3e⁻ → Bi 0,215 Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe −0,037 Bi₂O₃ + 6H⁺ + 6e⁻ → 2Bi + 3H₂O 0,371 Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ 0,771

2BrO₃⁻ + 6H₂O + 10e⁻ → Br₂ + 12OH⁻ 0,50 Ga Ga³⁺ + 3e⁻ → Ga −0,53 BrO₃⁻ + 3H₂O + 6e⁻ → Br⁻ + 6OH⁻ 0,61 Gd Gd³⁺ + 3e⁻ → Gd −2,397 Br₃⁻ + 2e− → 3Br⁻ 1,05

2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ −0,828 Br₂(ж) + 2e− → 2Br⁻ 1,065 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ 0,0000 BrO₃⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ → Br⁻ + 3H₂O 1,44

HgO + H₂O + 2e⁻ → Hg + 2OH⁻ 0,098 2BrO₃⁻ + 12H⁺ + 10e⁻ → Br₂ + 6H₂O 1,52 Hg²⁺ + 2e⁻ → Hg 0,850 2HBrO + 2H⁺ + 2e⁻ → Br₂ + 2H₂O 1,59 HgO + 2H⁺ + 2e⁻ → Hg + H₂O 0,926 Ca Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca −2,866 I 2IO₃⁻ + 6H₂O + 10e⁻ → I₂ + 12OH⁻ 0,21 Cd Cd²⁺+ 2e⁻ → Cd −0,403 IO₃⁻ + 3H₂O + 6e⁻ → I⁻ + 6OH⁻ 0,25

Ce³⁺ + 3e⁻ → Ce −2,48 I₂ + 2e⁻ → 2I⁻ 0,536 Ce⁴⁺ + e⁻ → Ce³⁺ 1,77 IO₃⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ → I⁻ + 3H₂O 1,085

ClO₄⁻ + H₂O + 2e⁻ → ClO₃⁻ + 2OH⁻ 0,36 IO₃⁻ + 5H⁺ + 4e⁻ → HIO + 2H₂O 1,14 ClO₄⁻ + H₂O + 8e⁻ → Cl⁻ + 8OH⁻ 0,56 2IO₃⁻ + 12H⁺ + 10e⁻ → I₂ + 6H₂O 1,19 ClO₃⁻ + 3H₂O + 6e⁻ → Cl⁻ + 6OH⁻ 0,63 K K⁺ + e⁻ → K −2,924 ClO₄⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → ClO₃⁻ +H₂O 1,189 Li Li⁺ + e⁻ → Li −3,045 Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ 1,3595 Mg Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg −2,363 ClO₄⁻ + 8H⁺ + 8e⁻ → Cl⁻ + 4H₂O 1,38

Mn²⁺ + 2e⁻ → Mn −1,18 2ClO₄⁻ + 16H⁺ + 14e⁻ → Cl₂ + 8H₂O 1,39 MnO₄⁻ + e⁻ → MnO₄²⁻ 0,564 ClO₃⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ → Cl⁻ + 3H₂O 1,451 MnO₄⁻ + 2H₂O + 3e⁻ → MnO₂ + 4OH⁻ 0,60 2ClO₃⁻ + 12H⁺ + 10e⁻ → Cl₂ + 6H₂O 1,47 MnO₂ + 4H⁺ +2e⁻ → Mn²⁺ + 2H₂O 1,228 Co Co²⁺+ 2e⁻ → Co −0,277 MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O 1,507 Co³⁺ + 3e⁻ → Co 0,33 MnO₄⁻+ 4H⁺ + 3e⁻ → MnO₂ + 2H₂O 1,692 Co³⁺ + e⁻ → Co²⁺ 1,38 MnO₄²⁻ + 4H⁺ + 2e⁻ → MnO₂ + 2H₂O 2,257

Приложение 5. Стандартные электродные потенциалы.
	Реакция	E⁰, В		Реакция	E⁰, В
Mo	Mo³⁺ + 3e⁻ → Mo	−0,200	S	SO₄²⁻ + H₂O + 2e⁻ → SO₃²⁻ + 2OH⁻	−0,93
N	NO₃⁻ + 7H₂O + 8e⁻ → NH₄OH + 9OH⁻	−0,12		2SO₄²⁻ +5H₂O + 8e⁻ → S₂O₃²⁻ + 10OH⁻	−0,76
	NO₃⁻ + H₂O + 2e⁻ → NO₂⁻ + 2OH⁻	0,01		SO₃²⁻ + 3H₂O + 4e⁻ → S + 6OH⁻	−0,66
	2NO₂⁻ + 4H₂O + 6e⁻ → N₂ + 8OH⁻	0,41		S₂O₃²⁻ + 6H⁺ + 8e⁻ → 2S²⁻ + 3H₂O	−0,006
	NO₃⁻ + 2H⁺ + e⁻ → NO₂ + H₂O	0,80		SO₄²⁻ + 8H⁺ + 8e⁻ → S²⁻ + 4H₂O	0,149
	NO₃⁻ + 10H⁺ + 8e⁻ → NH₄⁺ + 3H₂O	0,87		SO₄²⁻ + 4H⁺ + 2e⁻ → H₂SO₃ + H₂O	0,17
	NO₃⁻ + 3H⁺ + 2e⁻ → HNO₂ + H₂O	0,94		SO₃²⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ → S²⁻ + 3H₂O	0,231
	NO₃⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O	0,957		2SO₄²⁻ + 10H⁺ + 8e⁻ → S₂O₃²⁻ + 5H₂O	0,29
	NO₃⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO +2H₂O	0,96		SO₄²⁻ + 10H⁺ + 8e⁻ → H₂S + 4H₂O	0,311
	HNO₂ + H⁺ + e⁻ → NO + H₂O	1,00		SO₄²⁻ + 8H⁺ + 6e⁻ → S + 4H₂O	0,357
	2NO₃⁻ + 10H⁺+ 8e⁻ → N₂O + 5H₂O	1,116	Sc Si	Sc³⁺ + 3e⁻ → Sc	−2,077
	2NO₃⁻ + 12H⁺ + 10e⁻ → N₂ + 6H₂O	1,246	Sc Si	SiO₃²⁻ + 3H₂O + 4e⁻ → Si + 6OH⁻	−1,7
	2HNO₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → N₂O + 3H₂O	1,297	Sn	SiO₃²⁻ + 6H⁺ + 4e⁻ → Si + 3H₂O	−0,455
	2HNO₂ + 6H⁺+ 6e⁻ → N₂ + 4H₂O	1,45	Sn	SnO₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → SnO + H₂O	−0,108
Na	Na⁺ + e₋ → Na	−2,714		SnO₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → Sn + 2H₂O	−0,106
Ni	Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni	−0,25		SnO + 2H⁺ + 2e⁻ → Sn + H₂O	−0,104
O	O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻	0,401	Sr	Sn⁴⁺ + 2e⁻ → Sn²⁺	0,151
	O₂ + 2H⁺ +2e⁻ → H₂O₂	0,682	Sr	Sr²⁺ + 2e⁻ → Sr	−2,888
	O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O	1,229	Ti	Ti²⁺ + 2e⁻ → Ti	−1,63
Pb	PbO + H₂O + 2e⁻ → Pb + 2OH⁻	−0,58	Ti	TiO₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → Ti + 2H₂O	−0,86
	PbSO₄ + 2e⁻ → Pb + SO₄²⁻	−0,356	V	Ti³⁺ + e⁻ → Ti²⁺	−0,368
	Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb	−0,126	V	V²⁺+ 2e⁻ → V	−1,175
	PbO + 2H⁺ + 2e⁻ → Pb + H₂O	0,248	Y	V³⁺ + e⁻ → V²⁺	−0,255
	Pb(OH)₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → Pb + H₂O	0,277	Y	Y³⁺ + 3e⁻ → Y	−2,372
	PbO₂ + H₂O + 2e⁻ → PbO + 2OH⁻	0,28	Zn	Zn(OH)₂ + 2e⁻ → Zn + 2OH⁻	−1,245
	PbO₂ + 4H⁺+ 2e⁻ → Pb²⁺ + 2H₂O	1,455	Zn	ZnO₂²⁻ + 2H₂O + 2e⁻ → Zn + 4OH⁻	−1,216
	PbO₂+ SO₄²⁻ +4H⁺ +2e⁻ → → PbSO₄ + 2H₂O	1,685		Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	−0,763
	Pb⁴⁺ + 2e⁻ → Pb²⁺	1,694		ZnO₂²⁻ + 4H⁺ + 2e⁻ → Zn + 2H₂O	0,441
Pt	Pt²⁺ + 2e⁻ → Pt	1,188	Zr	ZrO₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → Zr + 2H₂O	−1,553
Rb	Rb⁺ + e⁻ → Rb	−2,925	Zr	Zr⁴⁺ + 4e⁻ → Zr	−1,539

Приложение 6. Элекрохимический ряд напряжений металлов.

Окислительная способность металлов увеличивается

Meⁿ⁺

Li⁺

K⁺

Ba²⁺

Ca²⁺

Na⁺

Mg²⁺

Al³⁺

Mn²⁺

Zn²⁺

Cr³⁺

Fe²⁺

Cd²⁺

Co²⁺

Ni²⁺

Sn²⁺

Pb²⁺

H⁺

Cu²⁺

Ag⁺

Hg²⁺

Pt²⁺

Au³⁺

φ⁰, В

−3,05

−2,92

−2,91

−2,87

−2,71

−2,38

−1,66

−1,18

−0,78

−0,74

−0,44

−0,4

−0,28

−0,25

−0,14

−0,13

0,00

0,34

0,8

0,85

1,19

1,5

Взаимодействуют с водой.

Вытесняют водород из кислот.

Не взаимодействуют с водой.

Вытесняют водород из кислот.

Не взаимодействуют с водой.

Не вытесняют водород из кислот.

Литература

1. Глинка, Н. Л. Общая химия в 2 т. Том 1: учебник для академического бакалавриата / Н. Л. Глинка ; под ред. В. А. Попкова, А. В. Бабкова. — 20-е изд., пер. и доп. — М.: Издательство Юрайт, 2018. — 353 с. — (Серия : Бакалавр. Академический курс). — ISBN 978-5-9916-9353-0. — Режим доступа: www.biblio-online.ru/book/736D053E-E77C-4726-8CC5-F8E756E674A5.

2. Глинка, Н. Л. Общая химия в 2 т. Том 2 : учебник для академического бакалавриата / Н. Л. Глинка ; под ред. В. А. Попкова, А. В. Бабкова. — 20-е изд., пер. и доп. — М. : Издательство Юрайт, 2018. — 379 с. — (Серия : Бакалавр. Академический курс). — ISBN 978-5-9916-9355-4. — Режим доступа : www.biblio-online.ru/book/EBE718FD-189B-494E-A633-DCA7F607FCC9

3. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002 г.

4. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2001 г.

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. ‑ М.: Интеграл-Пресс, 2005 г.

6. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2002 г.

7. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2000 г.

8. Хомченко И.Г. Общая химия. – М.: Новая волна. ОНИКС, 2001г

9. Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1987 г

УДК 546 (0758)

Учебно-методическое пособие для самостоятельного разбора задач и контрольных работ по химии для студентов инженерных специальностей Уральского ГАУ по направлению подготовки 15.03.02 Технологические машины и оборудование Профиль: Машины и аппараты пищевых производств.

Составители: старший преподаватель кафедры химии, почвоведения и агроэкологии Суслов Е.А., старший преподаватель кафедры химии, почвоведения и агроэкологии Саетова Н.С., Екатеринбург, УрГАУ, 2018г., с. 66

Подписано в печать формат 60 х 84 1/16

Объем 4,5 п.л. Тираж экз. заказ №

Уральский государственный аграрный университет

620019, Екатеринбург, ул. К. Либкнехта, 42.

и контрольных работ по химии

для студентов инженерных специальностей Уральского ГАУ

Направление подготовки

15.03.02 Технологические машины и оборудование

Направленность (профиль) программы

Машины и аппараты пищевых производств

Составители: Ст. преподаватель Суслов Е.А.

Ст. преподаватель Саетова Н.С.

Екатеринбург, 2018

УДК 546 (0758)

Утверждено методической комиссией Инженерного факультета

Уральский государственный аграрный университет, 2018г.

ПРЕДИСЛОВИЕ

№ блока	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
28	12	32	52	72	92	112	132	152	172	192	212	232

СОДЕРЖАНИЕ

Классы неорганических соединений. 6

Блок №1. Взаимодействие классов. 10

Блок №2 Цепочки превращений. 12

Расчет молярной массы и массовой доли. 12

Блок №3 Расчеты молярных масс. 16

Химическая термодинамика. 16

Блок №4 Химическая термодинамика. 20

Химическая кинетика. 22

Блок №5. 25

Растворы.. 28

Блок №6. 32

Электролитическая диссоциация. 33

Блок №7. Электролитическая диссоциация. 36

Окислительно-восстановительные реакции. 38

Блок № 8 Окислительно-восстановительные реакции. 42

Гальванический элемент. 44

Блок №9. Гальванический элемент. 48

Коррозия металлов. 49

Блок №10. 52

Электролиз. 53

Блок №11. Процессы при электролизе. 54

Законы электролиза Фарадея. 55

Блок №12. Задачи по законам Фарадея. 56

Приложения. 58

Приложение 1. Периодическая таблица химических элементов. 58

Приложение 2. Названия важнейших кислот и их солей. 59

Приложение 3. Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде. 60

Приложение 5. Стандартные электродные потенциалы. 63

Приложение 6. Элекрохимический ряд напряжений металлов. 65

НОМЕРА ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

№ варианта	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
01	1	21	41	61	81	101	121	141	161	181	201	221
02	2	22	42	62	82	102	122	142	162	182	202	222
03	3	23	43	63	83	103	123	143	163	183	203	223
04	4	24	44	64	84	104	124	144	164	184	204	224
05	5	25	45	65	85	105	125	145	165	185	205	225
06	6	26	46	66	86	106	126	146	166	186	206	226
07	7	27	47	67	87	107	127	147	167	187	207	227
08	8	28	48	68	88	108	128	148	168	188	208	228
09	9	29	49	69	89	109	129	149	169	189	209	229
10	10	30	50	70	90	110	130	150	170	190	210	230
11	11	31	51	71	91	111	131	151	171	191	211	231
12	12	32	52	72	92	112	132	152	172	192	212	232
13	13	33	53	73	93	113	133	153	173	193	213	233
14	14	34	54	74	94	114	134	154	174	194	214	234
15	15	35	55	75	95	115	135	155	175	195	215	235
16	16	36	56	76	96	116	136	156	176	196	216	236
17	17	37	57	77	97	117	137	157	177	197	217	237
18	18	38	58	78	98	118	138	158	178	198	218	238
19	19	39	59	79	99	119	139	159	179	199	219	239
20	20	40	60	80	100	120	140	160	180	200	220	240
21	19	39	59	79	99	119	139	159	179	199	219	239
22	18	38	58	78	98	118	138	158	178	198	218	238
23	17	37	57	77	97	117	137	157	177	197	217	237
24	16	36	56	76	96	116	136	156	176	196	216	236
25	15	35	55	75	95	115	135	155	175	195	215	235
26	14	34	54	74	94	114	134	154	174	194	214	234
27	13	33	53	73	93	113	133	153	173	193	213	233
28	12	32	52	72	92	112	132	152	172	192	212	232
29	11	31	51	71	91	111	131	151	171	191	211	231
30	10	30	50	70	90	110	130	150	170	190	210	230
31	9	29	49	69	89	109	129	149	169	189	209	229
32	8	28	48	68	88	108	128	148	168	188	208	228
33	7	27	47	67	87	107	127	147	167	187	207	227
34	6	26	46	66	86	106	126	146	166	186	206	226
35	5	25	45	65	85	105	125	145	165	185	205	225
36	4	24	44	64	84	104	124	144	164	184	204	224
37	3	23	43	63	83	103	123	143	163	183	203	223
38	2	22	42	62	82	102	122	142	162	182	201	222
39	1	21	41	61	81	101	121	141	161	181	202	221
40	5	25	45	70	90	105	125	150	175	185	203	222
41	6	26	46	71	89	106	126	151	176	186	204	223
42	7	27	47	72	88	107	127	152	177	187	205	224
43	8	28	48	73	87	108	128	153	178	188	206	225
44	9	29	49	74	86	109	129	154	179	189	207	226
45	10	30	50	75	85	110	130	155	180	190	208	227
46	15	35	41	65	95	111	135	141	161	195	209	228
47	16	36	42	66	94	112	136	142	162	196	210	229
48	17	37	43	67	93	113	137	143	163	197	211	230
49	18	38	44	68	92	114	138	144	164	198	212	231
50	19	39	45	69	91	115	139	145	165	199	213	232
51	20	40	50	70	85	101	140	155	170	200	214	233
52	1	21	51	61	84	102	121	156	171	181	215	234
53	2	22	52	62	83	103	122	157	172	182	216	235
54	3	23	53	63	82	104	123	158	173	183	217	236
55	4	24	54	64	81	105	124	159	174	184	218	237
56	5	25	55	65	100	115	125	160	175	185	219	238
57	10	26	50	75	99	116	130	145	165	190	220	239
58	11	30	49	76	98	117	131	146	166	191	219	240
59	12	31	48	77	97	118	132	147	167	192	218	239
60	13	32	47	78	96	119	133	148	168	193	217	238
61	14	33	46	79	95	120	134	149	169	194	216	237
62	15	34	45	80	85	110	135	150	170	195	215	236
63	20	35	55	70	86	109	14	145	177	185	214	235
64	19	40	54	69	87	108	139	144	174	184	213	234
65	18	39	53	68	88	107	138	143	173	183	212	233
66	17	38	52	67	89	106	137	142	172	182	211	232
67	16	37	51	66	90	105	136	141	171	181	210	231
68	15	36	50	65	81	120	135	150	170	195	209	230
69	10	35	60	75	82	119	125	149	180	194	208	229
70	9	25	59	74	83	118	124	148	179	193	207	228
71	8	24	58	73	84	117	123	147	178	192	206	227
72	7	23	57	72	85	116	122	146	177	191	205	226
73	6	22	56	71	95	115	121	145	176	200	204	225
74	5	21	55	70	96	105	130	155	175	199	203	224
75	15	35	42	80	97	104	129	154	165	198	201	223
76	14	34	44	79	98	103	128	144	164	197	202	222
77	13	33	46	78	99	102	127	143	163	196	203	221
78	12	32	48	77	100	101	126	142	162	195	215	222
79	11	31	50	76	90	115	125	141	161	190	205	223
80	10	30	52	75	91	114	135	150	170	189	214	224
81	5	29	54	65	92	113	134	160	169	188	219	225
82	4	28	56	64	93	112	133	159	168	187	217	226
83	3	27	58	63	94	111	132	158	167	186	204	227
84	2	26	60	62	95	102	131	157	166	185	216	228
85	1	25	59	61	82	104	122	156	165	182	214	229

Дата: 2018-12-28, просмотров: 250.

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒