Методические указания к лабораторным занятиям по курсу ''Физическая и коллоидная химия'' для студентов III курса специальности 011400 ''Гидрогеология и инженерная геология''

Министерство образования и науки РФ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Д.Ю. Шишкина, О.Л. Романюк

Методические указания к лабораторным занятиям по курсу «Физическая и коллоидная химия» для студентов III курса специальности 011400 «Гидрогеология и инженерная геология»

Ростов-на-Дону 2004

Рассмотрено, одобрено и рекомендовано для издания на заседании кафедры геоэкологии и прикладной геохимии. Протокол № 7 от 26 апреля 2004 г.

Методические указания составлены доцентом Д.Ю. Шишкиной и ассистентом О.Л. Романюк. Рецензент – доцент кафедры геоэкологии и прикладной геохимии, кандидат химических наук, Л.М. Предеина. Редактор – заведующий кафедрой геоэкологии и прикладной геохимии, доктор геолого-минералогических наук, профессор В.Е. Закруткин.

Д.Ю.Шишкина,

О.Л.

Романюк.

Методические

указания

к

лабораторным занятиям по курсу «Физическая и коллоидная химия» для студентов III курса специальности 011400 «Гидрогеология и инженерная геология ». Ростов-на-Дону. УПЛ РГУ. 2004. 38 с.

3

Методические указания к лабораторным занятиям по дисциплине «Физическая и коллоидная химия» предназначены для студентов III курса, обучающихся по специальности 011400 «Гидрогеология и инженерная геология». Методические указания состоят из 7-и тем практических занятий, для выполнения которых учебным планом предусмотрено 18 часов. Основная цель лабораторных занятий – углубленная проработка отдельных разделов курса, знакомство и освоение понятийного аппарата этой дисциплины, усвоение навыков решения задач. Структура методических указаний

соответствует

последовательности

изложения

лекционного

материала. Каждый раздел предваряется кратким теоретическим введением и примерами с детальным разбором решения задач. 1 ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 0°С, а давление равно нормальному атмосферному (101,325 кПа или 760 мм рт. ст.), то условия, при которых находится газ, называют нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V0, а давление ─ через р0. Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа: Р2 / P1 = V1 / V2 или PV = const Пример 1 При некоторой температуре давление газа, занимающего объем 3 л, равно 93,3 кПа (700 мм рт. ст.). Каким станет давление, если, не изменяя температуры, уменьшить объем газа до 2,8 л? Решение. Обозначив искомое давление через Р2, можно записать: Р2 = 93,3 · 3 / 2,8 = 100 кПа (750 мм рт.ст.) По закону Гей-Люссака при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т):

4

V1 / T1 = V2 / T2 или V / T = const Пример 2 При 27°С объем газа равен 600 мл. Какой объем займет газ при 57°С, если давление будет оставаться постоянным? Решение. Обозначим искомый объем через V2, а соответствующую ему температуру через Т2. По условию задачи V1 = 600 мл, Т1 = 273 + 27 = 300 К и Т2 = 273 + 57 = 330 К. Подставляя эти значения в выражение закона ГейЛюссака, получим: 60 / 300 = V2 / 330, откуда V2 = 600 · 330 / 300 = 660 мл При

постоянном

объеме

давление

газа

изменяется

прямо

пропорционально абсолютной температуре: Р1 / Т1 = Р2 / Т2 Пример 3 При 15°С давление в баллоне с кислородом равно 91,2 · 102 кПа. При какой температуре оно станет равным 101,33 · 102 кПа? Решение. Пусть искомая температура Т2. По условию задачи Т1 = 273 + 25 = 288 К, Р1 = 91,2 · 102 кПа, Р2 = 101,33 · 102 кПа. Подставляя эти значения в последнее уравнение, находим: Т2 = 101,33 · 102 · 288/ 91,2 · 102 = 320 К или 47°С Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и ГейЛюссака: PV / T = P0V0 / T0, где P и V─ давление и объем газа при данной температуре; Т, P0 и V0 ─ давление и объем газа при нормальных условиях. Приведенное уравнение позволяет находить любую из указанных величин, если известны остальные. Пример 4

5

При 25°С и давлении 99,3 кПа (745 мм рт. ст.) некоторое количество газа занимает объем 152 мл. Какой объем займет это же количество газа при 0°С и давлении 101,33 кПа? Решение. Подставляя данные задачи в последнее уравнение, получаем: V0 = PVT0 / P0T = 99,3 · 273 / 101,33 · 298 = 136,5 мл. Парциальным давлением газа в смеси называется давление, которое производил бы газ, занимая при тех же физических условиях объем всей газовой смеси. Согласно закону парциальных давлений, общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. Пример 5 Смешивают 3 л CO2 с 4 л O2 и 6 л N2. До смешения давления CO2, O2 и N2 составляли соответственно 96, 108 и 90,6 кПа. Общий объем смеси 10 л. Определить давление смеси. Решение. Находим парциальные давления отдельных газов: PCO2 = 96 · 3 / 10 = 28,8 кПа;

PO2 = 108 · 4 / 10 = 43,2 кПа;

PN2 = 90,6 · 6 / 10 = 54,4 кПа Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений: Р = 28,8 + 43,2 + 54,4 = 126,4 кПа Задачи Вариант 1 №1. При 17°С количество газа занимает объем 580 мл. Какой объем займет это же количество газа при 100°С, если давление его останется неизменным? №2. На сколько градусов надо нагреть газ, находящийся в закрытом сосуде при 0°С, чтобы давление его увеличилось вдвое? №3. При 27°С и давлении 720 мм рт. ст. объем газа равен 5 л. Какой объем займет это же количество газа при 39°С и давлении 104 кПа?

6

№4. При нормальных условиях 1 г воздуха занимает объем 733 мл. Какой объем займет та же масса воздуха при 0°С и давлении, равном 93,3 кПа (700 мм рт. ст.)? №5. Газовая смесь состоит из NO и CO2. Вычислить объемное содержание газов в смеси (в %), если их парциальные давления равны соответственно 36,3 и 70,4 кПа (272 и 528 мм рт. ст.). Вариант 2 №1. Давление газа, занимающего объем 2,5 л, равно 121,6 кПа (912 мм рт. ст.). Чему будет равно давление, если, не изменяя температуры, сжать газ до объема в 1 л? №2. Какова масса 200 л хлора при 0°С и 101,3 кПа? №3. При 7°С давление газа в закрытом сосуде равно 96 кПа. Каким станет давление, если охладить сосуд до -33°С? №4. Смешивают 6 л CO2 c 8л O2 и 12 л N2. До смешения давление этих газов составляло соответственно 192, 216 и 183,2 кПа. Общий объем смеси 20 л. Определите давление смеси. №5. Газовая смесь приготовлена из 2 л H2 (Р = 93,3 кПа) и 5 л CH4 (Р = 112 кПа). Объем смеси равен 7 л. Найти парциальные давления газов и общее давление смеси. 2 ЭНТРОПИЯ. ЭНЕРГИЯ ГИББСА Энтропия – это свойство вещества, оказывающее влияние на течение химических реакций. С одной стороны, энтропию принято рассматривать как свойство, обусловливающее возможность существования равновесия. С другой стороны, изменение энтропии в химической реакции, в которой исходные и конечные вещества взяты в стандартных состояниях, входит в величину свободной энергии Гиббса, т.е. определяет химическое сродство. Таким образом, энтропия является мерой неупорядоченности системы, и самопроизвольно идущие при определенных условиях процессы, связанные

7

с

уменьшением

порядка

в

распределении

частиц,

характеризуются

увеличением энтропии. Энтропия (S0) выражается в энтропийных единицах (э.е.) или в Дж/ моль·К. Изменения энтропии в ходе процесса определяют как разность суммы энтропий продуктов реакции и суммы энтропий исходных веществ: ∆ S0 = ∑ Sкон. – Sисх. = ∑ Sпродуктов – ∑ Sреагентов Пример 1 Вычислить изменение энтропии S0 в реакции H2S + Cl2 = 2HCl + S (т) S0(э.с.)

206

223

2·187

32

∆ S0 = (2·187+32) – (206+223) = 406 – 429 = – 23 е.с. Функцию (H –TS) называют изобарно-изотермическим потенциалом (сокращенно изобарным потенциалом) или энергией Гиббса и обозначают буквой G: G =H –TS или ∆G =∆H –T∆S, где ∆H – энтальпия, Т – абсолютная температура, ∆S – энтропия. Значение ∆G позволяет устанавливать направление, протекание реакции. В общем виде, для химической реакции типа: aA + bB = cC + dD: →1 ←2 1. ∆G = 0 – система находится в динамическом равновесии, т.е. скорость реакции, идущей в направлении 1, равна скорости реакции, идущей в направлении 2; 2. ∆G < 0 – реализуется самопроизвольный процесс в направлении 1; 3. ∆G > 0 – реализуется самопроизвольный процесс в направлении 2. Рассчитать ∆G можно двумя способами. В таблицах Приложения 1 приведены ∆G образования веществ при стандартных условиях, которые равны изменению свободной энергии образования вещества из элементов или простых веществ (∆G0, кДж/моль). Свободная энергия реакции равна

8

разности сумм свободных энергий образования конечных веществ и сумм стандартных энергий образования исходных веществ: ∆G0 = ∑ (∆G0обр.)кон. – ∑ (∆G0обр.)исх. Пример 2 Вычислить свободную энергию Гиббса (∆G0) и указать, в какую сторону реализуется самопроизвольный процесс: SO2 + NO2 = SO3+ NO ∆G0

-300

51

-371 87

∆G0 = (– 371+87) – (– 300+51) = – 284+ 249 = – 35 кДж/моль, ∆G0 < 0, т.е. реакция идет в сторону образования SO3 и NO. Величину ∆G0 можно рассчитать и по приведенным в справочниках энтальпиям образования (∆H) и энтропиям (∆S) веществ по формуле: ∆G0 =∆H0 –T∆S0 Поскольку ∆G0 зависит от температуры, при стандартной температуре ∆G0>0, т.е. реакция принципиально невозможна, а при другой температуре ∆G0<0, и реакция возможна. Пример 3 Пользуясь значениями ∆H0 и ∆S0, вычислить ∆G0 реакции: Na (т) + ½ Cl2 = NaCl ∆S0

51,4

0,5·223 72,36

∆S0 = 72,36 – (51,4 + 0,5·223) = – 90,54 Дж/моль·К; ∆G0 = – 410,9 – 298·(– 90,54)·10-3 = – 410,9 + 27 = – 383,9 кДж/моль. Задачи Вариант 1 №1. Вычислите изменение энтропии в реакциях: а) H2O (ж) + O3 = H2O2 + O2; б) CH4 + 3CO2 = 4CO + 2H2O (г);

9

№2. Вычислите ∆G0 образования CO2,

SO2, HCl, NH3, исходя из

значений ∆H0обр. и изменения энтропии ∆S0. Полученные величины сравните с данными, приведенными в Приложении 1. №3. Вычислите ∆G0 следующих реакций и определите, в каком направлении они будут протекать, если все вещества взяты при стандартных условиях: а) 2N2O + O2 = 4NO; б) N2O + NO2 = 3NO; в) 2HF + O3 = H2O (г) + F2 + O2; г) CaCO3 = CaO + CO2; д) F2 = 2F. №4. Какие из перечисленных оксидов можно восстановить водородом? а) Li2O; б) CuO. Вариант 2 №1. Вычислите изменение энтропии в реакциях: а) C + H2O (г) = CO2 +H2; б) Br2 (г) = 2Br (г). №2. Вычислите ∆G0 образования CH4,

H2S, ZnO, NH3, исходя из

значений ∆H0обр. и изменения энтропии ∆S0. Полученные величины сравните с данными, приведенными в Приложении 1. №3. Вычислите ∆G0 следующих реакций и определите, в каком направлении они будут протекать, если все вещества взяты при стандартных условиях: а) N2O +NO = NO2 + N2; б) 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O (г); в) O3 +H2O2 (ж) = 2O2 + H2O (ж); г) MgCO3 = MgO + CO2; д) Cl2 = 2Cl. №4. Какие из перечисленных оксидов можно восстановить водородом?

10

а) MgO; б) PbO. 3 ЗАКОН ГЕССА. ЭНТАЛЬПИЯ. Тепловые эффекты являются важными характеристиками химических реакций. По их величинам можно судить о том, будет ли в течение реакции некая система нагреваться или охлаждаться и насколько. Особое место среди тепловых эффектов занимают теплоты (энтальпии) образования веществ. Теплотами образования называют тепловые эффекты реакций получения моля данного вещества из простых веществ при стандартных условиях. Энтальпия – это функция H = U + pV. При постоянном давлении энтальпия равна теплоте (Q). Закон Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути ее, т.е. от промежуточных стадий реакции, а зависит лишь от начального и конечного состояний системы. ∆H1 = ∆H2 + ∆H3 Из закона Гесса вытекают следующие практические следствия: 1. Термохимические уравнения вместе с тепловыми эффектами можно складывать или вычитать, умножать или делить их на любые числа. 2. Тепловой

эффект

(энтальпиями) образования

реакции

образования исходных

равен

разности

продуктов

веществ

между

реакции

(следствие

и

теплотами теплотами

справедливо

неорганических соединений). ∆Hх = ∑ (∆Hобр.)кон. ─ ∑ (∆Hобр.)исх. Пример 1 2Al + Fe2O3 =Al2O3 + 2Fe Fe2O3 (т)

∆H0298 = – 824 кДж/моль

Al2O3 (т)

∆H0298 = – 1675 кДж/м

Al и Fe

∆H0298 = 0

∆H0 реакции = ∆H0Al2O3 ─ ∆H0Fe2O3 = – 1675 ─ (– 824) = – 851 кДж/моль

для

11

3. Тепловой эффект реакции равен разности между теплотами сгорания исходных веществ и теплотами сгорания конечных веществ (следствие справедливо для органических соединений). ∆Hх = ∑ (∆Hсгор.)исх. ─ ∑ (∆Hсгор.)кон. Пример 2 3C2H2 = C6H6 ацетилен C2H2 (г)

∆H0298 = – 1298,3 кДж/моль ∆H0298 = – 3264,2 кДж/моль

бензол C6H6 (ж) ∆H0

реакции

= 3∆HC2H2 ─ ∆H0С6H6 = 3(–1298,3) ─ (– 3264,2) = – 630,7

кДж/моль 4. Если совершаются две реакции, приводящие из различных начальных соединений к одинаковым конечным состояниям, то разница между их тепловыми эффектами представляет собой тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое. Пример 3 Вычислите теплоту реакции перевода безводного сульфита натрия в Na2SO3·7H2O,

если

теплоты

растворения

безводного

и

семиводного

сульфитов натрия соответственно равны – 11 и +47 кДж/моль. Na2SO3 (т) + aq = Na2SO3 (р); ∆H01 = – 11 кДж/моль Na2SO3·7H2O (т) + aq= Na2SO3 (р); ∆H02 = +47 кДж/моль, где aq ─ большое количество воды. Разность этих двух уравнений и тепловых эффектов будет описывать превращение безводной соли в кристаллогидрат: Na2SO3 (т) + 7H2O = Na2SO3·7H2O (т); ∆H0 реакции = – 11 ─ 47 = – 58 кДж/моль. Задачи Вариант 1

12

№1. Вычислите ∆H0 следующих реакций: а) 2Mg +CO2 = 2MgO + C; б) SiO2 + 2Mg = 3MgO + Si; в)MnO2 +2C = 2CO + Mn; г) 4CO + 2SO2 = 4CO2 + S2 (г); д) 2Cl2 + 2H2O (г) = 4HCl + O2; е) H2O (г) +CO = CO2 + H2; ж) H2S + 1,5O2 = H2O (ж) + SO2. №2.

Теплоты

растворения

SrCl2

и

SrCl2·10H2O

cоставляют

соответственно – 47,7 и 31,0 кДж/моль. Вычислите изменение энтальпии реакции: SrCl2 + 10H2O = SrCl2·10H2O №3. Теплота сгорания метана ∆H0CH4 = – 890 кДж/моль. Вычислите теплотворную способность метана (в кДж/м3) и теплоту его образования. №4. Вычислите теплоту образования карбида кальция CaC2, исходя из теплового эффекта реакции: CaO +3C = CaC2 +CO; ∆H0 = 460 кДж/моль. №5. Теплоты сгорания бензола (г) и ацетилена соответственно составляют – 3268 и – 1301 кДж/моль. Вычислите ∆H0 реакции 3C2H2 = C6H6. Вариант 2. №1. Вычислите ∆H0 следующих реакций: а) B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B; б) ZnO + C = CO + Zn; в) 3Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe; г) 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2; д) 2NH3 + 1,5O2 = N2 + 3H2O (ж); е) CO2 +C (т) = 2CO. №2. Теплота растворения CuSO4 составляет –66,1 кДж/моль, а теплота перевода CuSO4 в CuSO4·5H2O равна –78,8 кДж/моль. Вычислите теплоту растворения CuSO4·5H2O.

13

№3. Исходя из теплоты образования воды (ж) и теплового эффекта реакции H2O2 = H2O (ж) + ½ O2; ∆H0 реакции = – 98,3 кДж/моль, вычислите теплоту образования H2O2. №4. Вычислите теплоту сгорания этилена С2H4, если известно, что теплота его образования 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 10 л С2H4 (27°С и 98,64 кПа)? №5. Могут ли в стандартных условиях реакции а) Cl2 (г) + 2HI (г) = I2 (т) + 2HCl (г) б) I2 (т)+ H2S (г) = 2HI (г)+ S (т) самопроизвольно протекать в прямом направлении при 298 К? 4

КОЛЛИГАТИВНЫЕ

СВОЙСТВА

РАСТВОРОВ

НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ Ряд свойств растворов – давление пара растворителя, температура кипения и замерзания, осмотическое давление – зависят от концентрации частиц в растворе. Такие свойства называются коллигативными. Осмотическое температуры.

Эта

давление

зависит

зависимость

от

концентрации

выражается

законом

раствора

и

Вант-Гоффа:

осмотическое давление разбавленного раствора равно тому давлению, которое производило бы данное количество растворенного вещества, занимая в виде газа при данной температуре объем, равный объему раствора: p = сiRT (кПа), где сi – концентрация, моль/м3; R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/(К · моль); Т – абсолютная температура. Пример 1 Вычислить осмотическое давление раствора при 22°С, в 1,2 л которого содержится 20,5 г сахара (С12Н22О11). Решение. 1) Молярная масса сахара (М): 12 × 14 + 22 + 11 × 16 = 342;

14

2) 1,2 л – 20,5 г 1 л – x г, x = 20,5/1,2 = 17,08 г; 3) 1 моль – 342 г x моль – 17,08 г, x = 17,08/342 = 0,05 моль; 4) Т = 273 + 22 = 295 К; 5) р = 0,05 × 8,31 × 295 = 122 КПа. Определив величину осмотического давления раствора некоторого вещества,

концентрация

которого

нам

известна,

можно

вычислить

молекулярную массу вещества. Для этого в уравнении Вант-Гоффа выразим сi через массу вещества m в 1 л раствора и молярную массу M: ci = m / M; p = m RT / M; M = mRT/p. Пример 2 В 250 мл раствора содержится 17 мг растворенного вещества. Осмотическое давление раствора при 27°С равно 1,84 кПа. Вычислите молекулярную массу вещества. Решение. 1) В 1 л раствора содержится 17 × 10-3 × 1000 /250 = 0,068 г вещества. 2) М = 0,068 × 8,31 × 300 / 1,84 = 92 г/моль Молекулярная масса равна 92 а.е.м. Давление пара растворителя над растворами ниже давления его пара над чистым растворителем при той же температуре. Согласно закону Рауля, давление пара растворителя над раствором равно давлению пара над чистым растворителем при данной температуре, умноженному на отношение числа молей растворителя к общему числу молей: p = p0 N/(N + n), где p0 – давление пара растворителя над чистым раствором; p – давление пара растворителя над раствором; N – число молей растворителя в данном растворе; n – число молей растворенного вещества в данном растворе.

15

Пример 3 Вычислите давление пара воды над раствором, содержащим 45 г глюкозы С6Н12О6 в 720 г воды при 25°С. Давление пара воды при 25°С составляет 3168 Па. Решение. 1) МН2О = 18 г/моль; МС6Н12О6 = 180 г/моль; 2) N = 720/18 = 40 моль; n = 45/180 = 0,25 моль; 3) p = 3168 × 40/(40 + 0,25) = 3148 Па. Температуры кипения и кристаллизации разбавленных растворов неэлектролитов. Растворы кипят при температуре более высокой, чем чистые растворители. Если приготовить раствор из 1000 г растворителя и 1 моль неэлектролита, то числовое значение увеличения температуры кипения такого раствора называют молярным повышением температуры кипения данного

растворителя

или

его

эбулиоскопической

постоянной.

Эбулиоскопическая постоянная воды равна 0,52. Это значит, что растворы, содержащие 1 моль любого неэлектролита на 1000 г воды, закипают при 100,52°С.

Повышение

температуры

кипения

раствора

прямо

пропорционально его моляльности: ∆Ткип = Kкипm, где m

–

моляльная

концентрация

(количество

молей

вещества,

растворенное в 1000 г растворителя); Kкип – эбулиоскопическая постоянная. Растворы замерзают (из раствора кристаллизуется растворитель) при температуре более низкой, чем чистый растворитель. Если приготовить раствор из 1000 г растворителя и 1 моль неэлектролита, то числовое значение уменьшения температуры замерзания такого раствора называют молярным понижением температуры кристаллизации данного растворителя или его криоскопической постоянной Kкр. Криоскопическая постоянная воды составляет 1,86, это значит, что растворы, содержащие 1 моль любого неэлектролита в 1000 г воды начинают замерзать при температуре -1,86°С.

16

Понижение температуры кристаллизации раствора прямо пропорционально его моляльности: ∆Ткр = Kкрm; Kкр – криоскопическая постоянная, m – моляльная концентрация. Зная эбулиоскопическую и криоскопическую постоянные растворителя, можно вычислить температуры кипения и кристаллизации растворов, если известны их концентрации. Пример 4 Вычислите Tкип и Tкр 4,6%-го раствора глицерина С3Н8О3 в воде, молекулярная масса глицерина равна 92. Решение. Раствор содержит 46 г глицерина в 954 г воды. 92 г глицерина в 1000 г Н2О повышают Tкип на 0,52° 46

-//-

954

-//-

x

При содержании 92 г глицерина в растворе Tкип повышается на 0,52°, при содержании 46 г это повышение будет соответственно меньше, т.е. 0,52 · 46 / 92 = 0,26°. Уменьшение массы растворителя от 1000 до 954 г скажется на увеличении искомого значения в 1000 / 954 раз; окончательный результат: x = 0,52 · 46 · 1000 / 92 · 954 = 0,27°. Рассуждая подобным же образом, найдем понижение температуры кристаллизации: 1,86 · 46 · 1000 / 92 · 954 = 0,975°. Искомые величины Tкип = 100,27°С; Tкр = – 0,975°С. Кроме приведенных рассуждений можно для вычисления повышения температуры

кипения

и

понижения

температуры

кристаллизации

пользоваться следующими формулами: ∆Ткип = Kкип g 1000 / M A; ∆Ткр = Kкр g 1000 / M A, где g и A – массы растворенного вещества и растворителя, г; М – молекулярная масса растворенного вещества.

17

На измерении понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения основан один из методов определения относительной молекулярной массы. Если выразить моляльность раствора m: m = g · 1000 / M A, то M = Ккр g 1000 / ∆Ткр A; M = Kкип g 1000 / ∆Ткип A. Задачи Вариант 1 №1. Чему равно при температуре –7,5°С осмотическое давление раствора, в 1,5 л которого содержится 276 г глицерина С3Н8О3? №2. Вычислите осмотическое давление 0,25 М раствора сахара С12Н22О11 при 38°С. №3. Сколько граммов сахара содержится в 250 мл раствора, осмотическое давление которого при 7°С составляет 283,6 кПа? Вычислите молярность раствора. В каком количестве мл раствора содержится 1 моль сахара? №4. Вычислите давление пара 10%-го раствора сахара при 100°С. №5. Давление пара воды при 25°С составляет 3167 Па. Вычислите для той же температуры давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы С6Н12О6. №6. При 0°С давление пара эфира (C2H5)2O составляет 2465 Па. Найдите для той же температуры давление пара 5%-го раствора анилина С6Н5NН2 в эфире. №7. Вычислите температуру кипения раствора, содержащего 100 г сахара в 750 г воды. №8. Вычислите %-е содержание сахара в растворе, температура кипения которого 100,13°С.

18

№9. Раствор, содержащий 5,4 г вещества-неэлектролита в 200 г воды, кипит при 100,078°С. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества. Вариант 2 №1. Вычислите осмотическое давление при 27°С раствора сахара С12Н22О11, 1 л которого содержит 91 г растворенного вещества. №2. При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 45 г глюкозы С6Н12О6, достигнет 607,8 кПа? №3. Сколько граммов глюкозы содержится в 200 мл раствора, осмотическое давление которого при 37°С составляет 810,4 кПа? №4. Давление пара воды при 20°С составляет 2338 Па. Сколько граммов сахара следует растворить в 720 г воды для получения раствора, давление пара которого на 18,7 Па меньше давления пара воды? Вычислите %-е содержание сахара в растворе. №5. Давление пара воды при 10°С составляет 1228 Па. В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина С3Н8О3 для получения раствора, давление пара которого составляет 1200 Па при той же температуре? Вычислите %-е содержание глицерина в растворе. №6. При 0°С давление пара эфира (C2H5)2O составляет 2465 Па. Найдите для той же температуры давление пара 10%-го раствора бензойной кислоты С6Н5СООН в эфире. №7. Сколько граммов глюкозы следует растворить в 260 г воды для получения раствора, температура кипения которого превышает температуру кипения чистого растворителя на 0,05°С? №8. В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина, чтобы получить раствор с температурой кипения 100,104°С ? №9. При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура кристаллизации раствора понижается на 1,24°С. Вычислите молекулярную массу растворенного вещества.

19

5 СВОЙСТВА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Электролитами

называют такие вещества, которые в растворах в

большей или меньшей степени диссоциируют на ионы. Вследствие этого в растворе электролита число частиц в некотором объеме будет больше, чем в равном ему по молярной концентрации растворе неэлектролита. Если для раствора электролита, концентрация которого известна, найти опытным путем осмотическое давление (pоп), понижение давления пара (∆pоп), повышение

температуры

кипения

(∆tкип.оп.),

повышение

температуры

кристаллизации (∆tкрист.оп.), то окажется, что эти величины

больше

теоретически вычисленных в определенное число раз, а именно: pоп/pвыч. = ∆pоп/∆pвыч = ∆tкип.оп/∆tкип.выч. = ∆tкрист.оп/∆tкрист.выч. = i. Множитель i, на который следует помножить вычисленные величины для того, чтобы они соответствовали опытным данным, называют изотоническим коэффициентом, или коэффициентом Вант-Гоффа. Для растворов электролитов полученные экспериментальные значения p, ∆p, ∆tкип. и ∆tкрист. всегда больше теоретически вычисленных, иными словами, коэффициент i > 1. При близком значении опытных и вычисленных величин

можно

говорить

о

том,

что

данное

вещество

является

неэлектролитом. Согласно теории Аррениуса, физический смысл коэффициента i заключается в том, что он показывает, во сколько раз увеличилось общее число частиц в растворе в результате происшедшего частичного или полного распада на ионы. При этом под частицами подразумеваются как нераспавшиеся молекулы, так и отдельные ионы. Для электролита, распадающегося на два иона (HCl, KNO3, MgSO4), максимальное значение коэффициента i при полной диссоциации равно 2, т.к. из n молекул получается 2n ионов. Для электролитов типа MgCl2, Na2SO4 максимальное значение i равно 3, для AlCl3 ─ 4 и т.д.

20

Найдя

опытным

путем

коэффициент

i

одним

из

четырех

рассмотренных методов, основанных на превышении опытных величин ─ осмотического давления, понижения давления пара, повышения температуры кипения,

понижения

температуры

кристаллизации,

над

теоретически

вычисленными, можно для данного раствора электролита установить относительную долю молекул, распавшихся на ионы, или, иначе говоря, степень диссоциации электролита в растворе. Степень диссоциации показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Определяемая экспериментально степень диссоциации α для сильных электролитов не отражает истинной картины относительного распада электролита на ионы. Опытным путем определяется так называемая кажущаяся степень диссоциации; она всегда ниже истинной степени диссоциации, которая для растворов сильных электролитов близка к единице. В общем виде связь между коэффициентами i и α определяется уравнениями: i = 1 + α (k – 1)

или

α = i – 1/ k – 1, где

k ─ число ионов, образующих молекулу данного электролита. Так, для NaCl k = 2, для Al2(SO4)3 k = 5 и т.д. Пример 1 Вычислите осмотическое давление (при 17°С) раствора Na2SO4, в 1 л которого содержится 7,1 г растворенной соли. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе составляет 0,69. Решение.

Вычисляем

осмотическое

давление,

исходя

из

предположения, что никакой диссоциации в растворе нет. В этом случае рвыч = (8,31 · 7,1 · 290)/ (142 · 273) кПа. Полученное значение следует увеличить в i раз. Коэффициент i можно вычислить либо по приведенной выше формуле, либо исходя из следующих рассуждений. Из 100 молекул Na2SO4 69 претерпевают распад на ионы, образуя 69·3 = 207 ионов. Общее число частиц, ионов и недиссоциированных

21

молекул равно 207 + 31 = 238, и, следовательно, коэффициент i составляет 2,38. Отсюда pоп = (8,31 · 7,1 · 290) · 2,38 / (142 · 273) кПа. Пример 2 Температура кипения 3,2%-ного раствора BаCl2 100,208°С. Вычислите кажущуюся степень диссоциации соли в растворе. Решение. Раствор содержит 32 г соли на 968 г воды. Найдем повышение температуры кипения без учета диссоциации соли: tкип.выч. = 0,52 · 32 · 1000 / 208 · 968 = 0,082°. Найденное экспериментальное повышение температуры кипения, т.е. ∆tкип.оп. составляет, согласно условию задачи, 0,208°, что дает для i значение i = 0,208 / 0,082 = 2,54; α = (2,54 – 1) / (3 – 1) = 0,77. Для вычисления давления пара растворов электролитов (р) или величин понижения давления пара (∆р) следует руководствоваться формулой (р0 ─ р) / р0 = in / (N + in). Решая это уравнение относительно р или i, получаем соответственно: р = р0 N / (N + in) и i = N(р0 ─ р) / pn. Вода

является

слабым

электролитом,

ее

электролитическая

диссоциация описывается уравнением Н2О = Н+ + ОНКонстанта диссоциации воды (КН2О) равна: КН2О = [H+] [OH-] / [H2O] = 1,8 · 10-16 при 25°С. Вследствие

малой

степени

диссоциации

концентрацию

недиссоциированных молекул можно принять равной общей концентрации воды (сН2О = 1000 /18) и общую концентрацию воды как величину постоянную в разбавленных растворах объединить с константой равновесия 1,8 · 10-16 1000/18 = 10-14 = Kw = [H+] [OH-]. Таким образом, в воде и разбавленных водных растворах произведение концентрации ионов водорода на концентрацию гидроксид-ионов есть величина постоянная, при 25° равная 10-14. Это произведение называют

22

ионным произведением воды и обозначают Kw. Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в этом произведении выражены в моль/л. В химии принято концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов выражать в логарифмических единицах, в виде так называемых водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH: pH = - lg [H+]; pOH = - lg [OH-]; [H+] и [OH-] – концентрация в моль/л. Логарифмируя, получим: pH + pOH = 14. Пример 3 Рассчитать pH и pOH 10-3 М раствора HCl. Решение. Хлороводородная кислота является сильным электролитом, следовательно, [H+] = 10-3 моль/л, а [OH-] = 10-14 / [H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л; pH = -lg [H+] = -lg 10-3 = 3; pOH = - lg [OH-] = -lg 10-11 = 11. Задачи Вариант 1 №1. Вычислите осмотическое давление при 18,5°С раствора, в 5 л которого содержится 62,4 г CuSO4 · 5H2O. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе 0,38. №2. Вычислите давление пара 10%-ного раствора Ba(NO3)2 при 28°С. Давление пара воды при той же температуре составляет 3779 Па. Кажущаяся степень диссоциации соли 0,575. №3. Раствор

KNO3, содержащий 8,44% соли, показывает прирост

температуры кипения на 0,251° по сравнению с температурой кипения воды. Вычислите кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.

23

№4. Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды, кристаллизуется при -0,23°С. Определите кажущуюся степень диссоциации ZnCl2. №5. Вычислите концентрацию ионов ОН-, если концентрация ионов Н+ (моль/л) равна: а) 10-8; б) 2 · 10-4; в) 8 · 10-7; г) 0,4 · 10-11. №6. Вычислите рН растворов, в которых концентрации ионов Н+ (моль/л) равны: а) 10-5; б) 2 · 10-7; в) 4,8 · 10-11; г) 7,7 · 10-3. Вариант 2 №1. Раствор KIO3, в 500 мл которого содержится 5,35 г соли, оказывает при 17,5° осмотическое давление, равное 221 кПа. Вычислите коэффициент i и кажущуюся степень диссоциации соли в растворе. №2. Давление пара раствора, содержащего 16,72 Ca(NO3)2 в 250 г воды составляет 1903 Па. Вычислите кажущуюся степень диссоциации соли, если известно, что давление пара воды при той же температуре составляет 1937 Па. №3. Раствор, содержащий 33,2 г Ba(NO3)2 в 300 г воды, кипит при 100,466°С. Вычислите кажущуюся степень диссоциации. №4. Вычислите при 100°С давление насыщенного пара воды над раствором, содержащим 5 г гидроксида натрия в 180 г воды. Кажущаяся степень диссоциации NaOH равна 0,8. №5. Вычислите концентрацию ионов Н+, если концентрация ионов ОН(моль/л) равна: а) 4 · 10-10; б) 1,6 · 10-13; в) 5 · 10-6; г) 3,2 · 10-7. №6. Вычислите рН растворов, в которых концентрации ионов ОН+ (моль/л) равны: а) 6,5 · 10-6; б) 9 · 10-9; в) 1,4 · 10-3; г) 8,7 · 10-8.

24

6 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Скорость химической реакции зависит от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора или ингибитора. Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом

действующих

масс:

скорость

химической

реакции

пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях стехиометрических коэффициентов. Например, при взаимодействии водорода с парами йода Н2 + I2 → 2HI скорость химической реакции v определяется выражением v = kcH2cI2, где k – константа скорости, cH2 и cI2 – концентрации водорода и йода. Для реакции 2NO + Cl2 → 2NOCl скорость v определяется выражением v = kc2NOcCl2. В системах, где одно или несколько веществ являются газами, скорость химической реакции зависит также от внешнего давления. Так, если давление на систему, содержащую водород и йод, увеличить, например, в 3 раза, то во столько же раз увеличится объем и, следовательно, во столько же раз увеличатся концентрации каждого из реагирующих веществ. Скорость реакции в этом случае возрастет в 9 раз: v = kc3H2c3I2. Скорость химической реакции, как правило, сильно зависит от температуры. Существует эмпирическое правило Вант-Гоффа, согласно которому

при

повышении

температуры

на

10°

скорость

реакции

возрастает в 2-4 раза. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции, а точнее, увеличивается константа скорости при

повышении

температуры

на

10°,

называют

температурным

коэффициентом скорости реакции и обозначают γ: γ = vt+10/vt = kt+10/kt. С повышением температуры на 100° скорость реакции возрастает в γ10 раз. При γ = 2 скорость возрастает в 210 раз, т.е. больше чем в 1000 раз, а при γ = 4 скорость возрастает в 410 раз, т.е. более чем в 1 000 000 раз. И наоборот,

25

если известно, что при повышении температуры на 80° скорость реакции возросла в 3000 раз, то температурный коэффициент γ может быть найден из уравнения γ8 = 3000. Логарифмируя это выражение, находим: 8lg γ = lg 3000 = 3,48; lg γ = 0.435; γ = 2,7. Задачи Вариант 1 №1.

Напишите

выражение

скорости

химической

реакции,

протекающей в гомогенной системе по уравнению А + 2В = АВ2 и определите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если: а) концентрация А увеличится в 2 раза; б) концентрация В увеличится в 2 раза; 3) концентрация обоих веществ увеличится в 2 раза. №2. Напишите уравнение скорости реакции С + О2 = СО2 и определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации кислорода в 3 раза. №3. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции увеличилась в 4 раза? №4. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2NO + O2 = 2NO2 возросла в 1000 раз? №5. Определите, во сколько раз изменится скорость реакции 2NO + 2H2 = N2 + 2 Н2О, если давление будет увеличено в 2 раза? №6. При некоторой температуре реакция омыления эфира CH3COOC2H5 + NaOH = CH3COONa + C2H5OH заканчивается за 2 часа. Рассчитайте, сколько времени понадобится для протекания реакции, если реакционную смесь разбавить водой в 5 раз. №7. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40°, если γ = 3,2?

26

№8. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ = 2,5)? №9. При повышении температуры на 50° скорость реакции возросла в 1200 раз. Вычислите γ. №10. Вычислите γ реакции, если константа скорости её при 120° составляет 5,88 · 10-4, а при 170° равна 6,7 · 10-2. Вариант 2 №1. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению 2NO + Cl2 = 2NOCl. Как изменится скорость реакции при увеличении: а) концентрации оксида азота в 2 раза; б) концентрации хлора в 2 раза; в) концентрации обоих веществ в 2 раза? №2. Напишите уравнение скорости реакции С + Н2О = СО + Н2 и определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации водяного пара в 3 раза. №3. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции увеличилась в 9 раз? №4. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2NO + O2 = 2NO2 возросла в 1000 раз? №5. Определите, во сколько раз изменится скорость реакции 2NO + 2H2 = N2 + 2 Н2О, если давление будет увеличено в 3 раза? №6. При некоторой температуре реакция омыления эфира CH3COOC2H5 + NaOH = CH3COONa + C2H5OH заканчивается за 2 часа. Рассчитайте, сколько времени понадобится для протекания реакции, если реакционную смесь разбавить водой в 4 раза. №7. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40°, если γ = 3,3? №8. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ = 2,4)?

27

№9. При повышении температуры на 50° скорость реакции возросла в 1100 раз. Вычислите γ. №10. Вычислите γ реакции, если константа скорости её при 120° составляет 5,62 · 10-4, а при 170° равна 6,5 · 10-2. 7 ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ. ЭЛЕКТРОЛИЗ. ЗАКОН ФАРАДЕЯ Гальваническими химическая

элементами

энергия

называют

устройства,

окислительно-восстановительных

в

которых процессов

преобразуется в электрическую. Гальванический элемент состоит из 2-х электродов, погруженных в растворы. Электродвижущая сила (э.д.с.) равна разности 2-х электродных потенциалов. Е = Е2 – Е1, где Е1 и Е2 – соответственно, потенциал более отрицательного и более положительного электрода. Если каждый из электродов гальванического элемента будет погружен в раствор своей соли с концентрацией ионов, равной 1 моль/л, то при 25°С э.д.с. будет равна разности стандартных потенциалов. Пример 1 Вычислите

э.д.с.

гальванического

элемента,

составленного

из

стандартных цинкового и оловянного электродов. Решение. Табличное значение стандартного электродного потенциала цинка –0,76 В, а олова –0,13 В. Вычитаем из большей алгебраической величины меньшую: –0,13 – (–0,76) = 0,63 В. Э.д.с. цинково-оловянного гальванического элемента равна 0,63 В. Величину электродного потенциала в зависимости от активности ионов металла в растворе можно рассчитать по уравнению Нернста: EMen+/Me = E0Men+/Me + 0,059 lg aMen+ / n, где

28

E0 – стандартный электродный потенциал; a – активность ионов в растворе; n – заряд иона. Пример 2 Вычислите электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором активность ионов Zn2+ составляет 7 · 10-2. Решение. По уравнению Нернста, EZn2+/Zn = E0Zn2+/Zn + 0,059 lg aZn2+ / n = –0,76 + 0,059/2 · lg 7 · 10-2 = –0,79 В. Пример 3. Вычислите э.д.с. серебряно-кадмиевого гальванического элемента, в котором активности ионов Ag+ и Cd+ соответственно равны 0,1 и 0,005. Решение. Потенциалы отдельных электродов составляют EAg+/Ag = 0,8 + 0,059 · lg 0,1 = 0,8 – 0,059 = 0,74 В. ECd2+/Cd = – 0,40 + 0,059/2 · lg 0,005 = –0,47 В. Э.д.с. = 0,74 – (–0,47) = 1,21 В. Гальванические элементы и соответствующие им полуэлементы условно изображаются следующей записью, например: –Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu+ или в ионной форме –Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu+ в которой одиночные вертикальные линии изображают границу металл – раствор, а двойная линия – границу между растворами электролитов. Электролизом называют совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Как и

в

гальваническом элементе, электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления, ─ анодом. Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем. Им можно дать следующую общую

29

формулировку:

масса

электролита,

подвергшаяся

превращению

при

электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ. Закон Фарадея выражается следующим уравнением: m = ЭIt / F, где m ─ масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э ─ его эквивалентная масса; I ─ сила тока; t ─ время; F ─ постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления

электрохимического

превращения

одного

эквивалента

вещества. Пример 4 Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Найти эквивалентную массу металла. Решение.

Решим

уравнение

закона

Фарадея

относительно

эквивалентной массы металла и подставим в него данные задачи (m = 2,77 г; I = 2,5 А; t = 30 мин = 1800 с): Э = mF/ It = 2,77 · 96500 / 2,5 · 1800 = 59,4 г/моль. Задачи Вариант 1 №1. Вычислите потенциалы металлов, находящихся в контакте с растворами их солей с заданной активностью катиона: а) Fe / FeSO4, [Fe2+] = 0,01; б) Cr / Cr2(SO4)3, [Cr3+] = 5 · 10-3. №2. При какой активности ионов Ag+ потенциал серебряного электрода составит 95% от величины его стандартного электродного потенциала? №3. Вычислите э.д.с. гальванических элементов, если образующие их электроды опущены в растворы солей с одинаковой активностью катиона: а) –Mn / MnSO4 || NiSO4 / Ni+; б) –Fe / FeSO4 || CuSO4 / Cu+;

30

№4. Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислить массу разложившейся воды. №5. При прохождении через раствор соли трехвалентного металла тока силой 1,5 А в течение 30 мин выделилось 1,071 г металла. Вычислить атомную массу металла. №6. Чему равна эквивалентная масса кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества? №7. Сколько минут следует пропускать ток силой 0,5 А через раствор AgNO3 для выделения 0,27 г серебра? Вариант 2 №1. Вычислите потенциалы металлов, находящихся в контакте с растворами их солей с заданной активностью катиона: а) Pb / Pb(NO3)2, [Pb2+] = 0,5; б) Ag / AgNO3, [Ag+] = 6,3 · 10-3. №2. При какой активности ионов Pd2+ потенциал палладиевого электрода будет на 0,01 В меньше его стандартного электродного потенциала? №3. Вычислите э.д.с. гальванических элементов, если образующие их электроды опущены в растворы солей с одинаковой активностью катиона: а) –Zn / Zn(NO3)2 || Pb(NO3)2 / Pb+; б) –Fe / FeSO4 || CuSO4 / Cu+; №4. Ток силой 5 А в течение 1 ч проходил через разбавленный раствор H2SO4. Вычислите массу разложившейся воды? №5. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 350 мл кислорода при 0°С и 101,3 Па (1 моль эквивалента кислорода занимает объем 5,6 л). Сколько граммов меди выделилось на катоде? №6. Для выделения 1,75 г некоторого металла из раствора его соли потребовалось пропускать ток силой 1,8 А в течение 1,5 ч. Вычислите эквивалент металла. №7. Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 40 мин при силе тока 1,2 А?

31

Приложение 1 Стандартные теплоты образования ∆H0, энтропии S0 и энергии Гиббса образования ∆G0 некоторых веществ Вещество Al (т) Al2O3 (т) As2O3 (т) As2O5 (т) B (т) B (г) B2O3 (т) BaCo3 (т) BaCl2 (т) Br2 (т) Br2 (ж) Br (г) C (графит) C (алмаз) C (г) CH4 (г) CO (г) CO2 (г) CS2 (ж) CS2 (г) CaCO3 (т) CaO (т) Cl2 Cl (г) Cl- (г) Cr (т) Cr2O3 (т) Cs+ (г) Cu (т) CuO (т) F2 (г) F (г) Fe (т) Fe2O3 (т) Fe3O4 (т) FeS2 (т) H2 (г) H (г)

∆H0, кДж/моль 0 -1675 -666 -925 0 +562 -1272 -1201 -845 0 +31 +112 0 +2 +175 -75 -110 -393 +88 +117 -1207 -635 0 +122 -234 0 -1141 +460 0 -156 0 +79 0 -824 -1118 -174 0 218

S0, Дж·моль-1·К-1 28 51 117 105 6 152 54 112 124 152 245 175 6 2 158 186 198 214 151 238 88 40 223 165 153 24 81 170 33 43 203 159 27 87 146 53 131 115

∆G0,кДж/моль 0 -1582 -588 -782 0 +518 -1193 -1123 -797 0 +3 +82 0 +3 +670 -51 -137 -394 +64 +67 -1127 -604 0 +106 -240 0 -1059 +428 0 -128 0 +62 0 -742 -1015 -163 0 203

32

Вещество HBr (г) HCl (г) HF (г) H2O (ж) H2O (г) H2O2 (ж) H2O2 (р) H2S (г) H2Se (г) I2 (т) I2 (г) I2 (ж) I (г) I- (г) Li (т) Li2O (т) Mg (т) MgO (т) MgCO3 (т) Mn (т) MnO (т) MnO2 (т) N2 (г) N (г) N+ (г) NH3 (г) NO (г) NO2 (г) N2O4 (г) N2O (г) O2 (г) O (г) O+ (г) O3 (г) Pb (т) PbO (т) PbO2 (т) S (т) S2 (г) S8 (г) SO2 (г) SO3 (г)

∆H0, кДж/моль -36 -92 -217 -286 -242 -187 -191 -21 +30 0 +62 +22 +107 -195 0 -599 0 -1096 -601 0 -385 -520 0 +473 +1883 -46 +91 +33 +9 +82 0 +249 +1569 +143 0 -219 -277 0 +128 +102 -297 -396

S0, Дж·моль-1·К-1 199 187 174 70 189 110 143 206 219 116 261 137 181 169 29 38 33 66 27 32 60 53 192 153 162 192 211 240 304 220 205 161 155 239 65 66 72 32 228 431 248 257

∆G0,кДж/моль -53 -95 -273 -237 -229 -120 -134 -34 +16 0 +19 +16 +70 -222 0 -562 0 -1012 -569 0 -363 -465 0 +456 +1857 -16 +87 +51 +98 +104 0 +232 +1547 +163 0 -189 -218 0 +79 +50 -300 -371

33

Вещество Se (т) Se (г) Si (т) SiO2 (т) Zn (т) ZnO (т)

∆H0, кДж/моль 0 +228 0 -906 0 -351

S0, Дж·моль-1·К-1 42 177 19 40 42 44

∆G0,кДж/моль 0 +188 0 -851 0 -321

34

Приложение 2 Стандартные электродные потенциалы металлов Е0 Электрод……Li Ca Mg Al Mn Zn Fe 0 Е ,В……….-3,02 -2,84 -2,37 -1,66 -1,19 -0,76 -0,44 Электрод……Cd Co Ni Sn Pb H2 Sb Bi 0 Е ,В…………-0,4 -0,28 -0,23 -0,14 -0,13 0,0 +0,20 +0,23 Электрод……Cu Ag Hg Pd Pt Au 0 Е ,В…………+0,34 +0,8 +0,85 +0,99 +1,2 +1,7 Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы Е0 Элемент Ag

Уравнение полуреакции AgCl + ĕ = Ag + ClAgI + ĕ = Ag + IAg2O + H2O + 2ĕ = 2Ag +2(OH-)

Е0, В +0,22 -0,15 +0,34

Al

AlO2- + 2H2O +3ĕ = Al + 4(OH-)

As

H3AsO4 +2H+ + 2ĕ = HAsO2 + 2H2O AsO43- + 2H2O + 2ĕ = AsO2- + 4(OH-)

-2,35 +0,56 -0,71

Au

Bi Br

3+

+1,41 +0,93 +1,11 -0,61

+

Au + 2ĕ = Au AuCl4- + 2ĕ = AuCl2- + 2ClAuCl2- + ĕ = Au + 2ClAu (CN)2- + ĕ = Au + 2CN+

+

NABiO3 +4H + 2ĕ = BiO + 2H2O +Na -

Br2 + 2ĕ = 2Br HBrO + H+ + 2ĕ = Br- + H2 O BrO- + H2O + 2ĕ = Br- + 2(OH-)

+

+1,8 +1,09 +1,33 +0,76

Ce4+ + ĕ = Ce3+

1,44

Cl2 + 2ĕ = 2Cl2HClO + 2H+ + 2ĕ = Cl2 +2H2 O ClO- + H2O + 2ĕ= Cl- + 2(OH-) HClO + H+ + 2ĕ = Cl- +H2O ClO3- + 6H+ + 6ĕ = Cl- + 3H2O

+1,36 +1,63 +0,88 +1,50 +1,45

Co3+ + ĕ = Co2+ Co(OH)3 + ĕ = Co(OH)2 + OHCo(NH3)62+ + 2ĕ = Co + 6NH3

+1,84 +0,17 -0,42

35

Элемент Cr

Уравнение полуреакции Cr2O72- +14H+ + 6ĕ = 2Cr3+ + 7H2O Cr3+ + ĕ = Cr2+ Cr3+ + 3ĕ = Cr

Е0, В +1,33 -0,41 -0,74

Cu

Cu2++ ĕ = Cu+ Cu2++ Cl- + ĕ = CuCl Cu2++ Br- + ĕ = CuBr Cu2++ I- + ĕ = CuI Cu++ ĕ = Cu CuCl+ ĕ = Cu + Cl Cu(NH3)42++ ĕ = Cu(NH3)2++ 2NH3 Cu(NH3)2++ ĕ = Cu+ 2NH3 Cu(NH3)42++ 2ĕ = Cu+ 4NH3

+0,15 +0,54 +0,64 +0,86 +0,52 +0,14 -0,01 -0,12 -0,07

F

F2 +2H++ 2ĕ = 2HF F2 + 2ĕ = 2F-

+3,07 +2,87

Fe

Fe3+ + ĕ = F2+ Fe(OH)3 + ĕ = Fe(OH)2 +OHFe(CN)63- + ĕ = Fe(CN)64-

+0,77 -0,56 +0,36

Hg

2Hg2++ 2ĕ = Hg22+

+0,91

I

I2 + 2ĕ = 2I3I2 + 2ĕ = 2I3HIO +H+ + 2ĕ = I- + H2O IO- + H2O + 2ĕ = I- + 2OH-

+0,54 +0,52 +0,99 +0,49

Mn

MnO4- + 8H+ + 5ĕ = Mn2+ +4H2O MnO2+ 4H+ + 2ĕ = Mn2+ +2H2O MnO4- + 4H+ + 3ĕ = MnO2 +2H2O

+1,51 +1,23 +1,69

N

NO3- + 3H+ + 2ĕ = HNO2 + H2O HNO2 + H+ + ĕ = NO + H2O NO3- + 4H+ + 3ĕ = NO + 2H2O

+0,94 +1,00 +0,96

Ni

Ni (OH)3 + ĕ = Ni (OH)2 + OH-

+0,49

O

O2 + 4H+ + 4ĕ = 2H2O O2 + 2H2O + 4ĕ = 4OHH2O2 + 2H+ + 2ĕ = 2H2O O2 + 2H+ + 2ĕ = H2O2

+1,23 +0,40 +1,77 +0,68

-

36

Элемент O

Уравнение полуреакции O2 + 2H2O + 2ĕ = H2O2 + 2OHHO2- + H2O + 2ĕ = 3OH-

Е0, В -0,08 +0,88

P

H3PO4 + 2H+ + 2ĕ = H3PO3 + H2O

-0,28

Pb

PbO2+ 4H+ + 2ĕ =Pb2+ + 2H2O HPbO2-+ 2H2O+ 2ĕ = Pb + 3OH-

+1,46 -0,54

Pt

PtCl62- + 2ĕ =PtCl42- + 2Cl-

+0,72

S

S + 2H+ + 2ĕ = H2S S + 2ĕ = S2SO42- +4H+ + 2ĕ = H2 SO3 + H2O

+0,14 -0,48 +0,17

Se

Se + 2H+ + 2ĕ = H2Se Se + 2ĕ = Se2H2SeO3 + 4H+ + 2ĕ = Se +3H2O SeO42- + 4H+ + 2ĕ = H2SeO3 + H2O

-0,4 -0,78 +0,74 +1,15

Sn

Sn4+ + 2ĕ = Sn2+ Sn(OH)62- + 2ĕ = HSnO2- +3(OH-) +H2O HSnO2- +H2O + 2ĕ =Sn +3OH-

+0,15 -0,93 -0,91

Te

Te +2H+ + 2ĕ = H2Te Te + 2ĕ = Te2-

-0,69 -0,92

Ti

TiO2 +2H+ + ĕ =Ti3+ +H2O

+0,1

Tl

Tl3+ + 2ĕ = Tl+

+1,28

Zn

ZnO22- +2H2O + 2ĕ = Zn + 4OH-

-1,22

37

ОГЛАВЛЕНИЕ Стр. 1. Основные газовые законы.

3

2. Энтропия. Энергия Гиббса.

6

3. Закон Гесса. Энтальпия.

10

4. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов.

13

5. Свойства разбавленных растворов электролитов.

19

Водородный

показатель.

6.Скорость химических реакций.

24

7. Гальванические элементы. Электролиз. Закон Фарадея.

27

Приложение 1.

31

Приложение 2.

34

Приложение 3.

37