Решение. Vщ = 31 см3 по з-ну эквивалентов: Снщ * Vщ = Снк * Vк

Дано:

V_щ = 31 см³ по з-ну эквивалентов: С_нщ * V_щ = С_нк * V_к

С_нщ = 0,16 н С_нк = С_нщ * V_щ / V_к, отсюда

V_к = 217 см³ С_нк = 0,16н 31 см³ / 217 см³ = 0,02н

С_нк =? С_нк = m_к / Э_к * V; m_к = С_нк * Э_к х V

титр -? Э _H2SO4 = М _H2SO4 / 2 = 98 / 2 = 49 г/моль

m_к = 0,02 * 49 * 1л = 0,98 г

T = m_к / V; Т = 0,098 / 1000 мл = 0,00098 г/мл

Ответ: С_нк = 0,02 н; титр = 0,00098 г/мл

Температуры кристаллизации, замерзания и кипения растворов:

Раствор кипит при более высокой и замерзает при более низкой температуре, чем растворитель. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов прямо пропорционально их моляльной концентрации:

∆t⁰_кип = ЕС_m; ∆t⁰_зам = КС_m,

где

∆t⁰_кип - повышение температуры кипения;

∆t⁰_зам - понижение температуры замерзания;

Е - эбуллиоскопическая константа;

К - криоскопическая константа;

С_m - моляльная концентрация раствора.

С_m =

где m - масса растворенного вещества в 1000 г растворителя;

M - молекулярная масса растворенного вещества;

m ₁ - масса растворителя.

Подставив С _m в уравнение (I), получим:

∆t⁰_кип = Е ∆t⁰_зам = К

Зная t ⁰_кип или t ⁰_зам можно найти молекулярную массу растворенного вещества (М), эбуллиоскопическую (Е) или криоскопическую (К) константы.

Например. Определить температуру кипения 10% - го растворы глюкозы в воде. Е = 0,52 ⁰.

Решение. В 10% - ом растворе глюкозы в 100г раствора содержится 10г глюкозы и 90 г растворителя. Подставив конкретные значения:

Е = 0,52 ⁰, m = 10г; m ₁ = 90г

М = 180 в уравнение (II), получим

t ⁰_кип = 0,52 = 0,320 ⁰

Вода кипит при р = 760 мм.рт.ст. при 100 ⁰ С, поэтому температура кипения раствора равна 100 + 0,32 = 100,32 ⁰ С.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

181. К 1 литру раствора с массовой долей HCl 20 % (ρ = 1,100 г/см³) добавили 400 см³ раствора с массовой долей HCl 5 % (ρ = 1,024 г/см³). Вычислите массовую долю HCl в полученном растворе. Ответ: 15,93%

182. Вычислить молярную концентрацию раствора сульфата калия,
20 мл которого содержат 1,74 г этой соли. Ответ: 0,5моль/л.

183. Сколько граммов оксида кальция содержится в 200 мл 0,3 н. раствора? Рассчитать титр раствора. Ответ: 37 г/моль; Т = 0,0111 г/мл.

184. Вычислить температуры кристаллизации, и кипения раствора с массовой долей сахара C₁₂H₂₂O₁₁ = 5 %. Ответ: 0,06⁰С; 100,06⁰С

185. Рассчитайте, при какой температуре будет кристаллизоваться раствор, содержащий в 200 г бензола, 12 г нафталина? Ответ: 2,15⁰С.

186. В каком количестве воды следует растворить 20 г глюкозы, чтобы получить раствор с температурой кипения 100,2 °С? Ответ: 289 г

187. При растворении 6,9 г глицерина в 500 г воды температура замерзания понизилась на 0,279 °С. Определите молярную массу глицерина. Ответ: 92 г/моль

188. Вычислите: а) процентную (С _%); б) молярную (С_M); в) эквивалентную (С_н); г) моляльную (С_м) концентрации раствора Н₃РО₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды, если плотность его 1,031 г/см³. Чему равен титр T этого раствора? Ответ: С_% = 6%; б) С_M = 0,63 М; в) С_н = 1,89 Н; г) С_м = 0,65 м; Т = 0,06186 г/см³.

189. На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 25 см³ 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты? Ответ: 0,25Н

190. К 1 л 10%-ного раствора КОН (ρ = 1,092 г/см³) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (пл. 1,045 г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора. Ответ: 1,2 М

191. Какой объем 96%-ной кислоты (ρ = 1,84 г/см³) потребуется для приготовления 3 л 0,4 н раствора? Ответ: 33,32 см³

192. В какой массе воды надо растворить 44,8 л HCl (объем измерен при н. у.), чтобы получить 26 %-й раствор HCl? Ответ: 207,8 г

193. Какую массу воды надо прибавить к 3 моль К2SO4. 7H2O, чтобы получить 9 %-й раствор К2SO4? Ответ: 4900 г

194. Какой объем 0,3 М раствора Na3(PO4)2можно приготовить из 250 мл 1,5 н. раствора? Ответ: 417 мл

195. Плотность 12 %-го раствора Na2SO3равна 1,08 г/мл. Вычислить моляльность, молярность и эквивалентную концентрацию (нормальность) этого раствора. Ответ: С_т = 1,08 т; С_М = 1,03 М; С_Н = 2,06 Н

196. Сколько граммов поваренной соли и воды необ­ходимо для приготовления 2 кг 20 % - го раствора? Ответ: 400 г соли; 1600 г воды

197. Сколько граммов КОН нужно взять для приго­товления 500 мл 0,1М раствора? Ответ: 2,8 г

198. Сколько миллилитров 96 %-ной H₂SO₄ (р = 1,84 г/мл) нужно взять для приготовления 1 л 0,5 н. раствора? Ответ: 13,84 мл

199. Вычислить температуру замерзания раствора содержащего 54 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ в 250г воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 ⁰С. Ответ: - 2,23⁰С

200. К 1л 10%-ного раствора КОН (ρ = 1,092г/см³) прибавили 0,5л 5%-ного раствора КОН (ρ = 1,045г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора. Ответ: 1,2 М

201. Из образца горной породы массой 25 г, содержащей минерал аргентит Ag₂S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю аргентита в образце. Ответ: 24,8%

202. Определите простейшую формулу соединения калия с марганцем и кислородом, если массовые доли элементов в этом веществе составляют соответственно 24,7; 34,8 и 40,5%. Ответ: KMnO₄.

203. Сколько литров 6 н раствора NaOH следует добавить к 4,5 литрам 0,8 н раствора NaOH, чтобы смешанный раствор оказался двунормальным? Ответ: 1,35 л

204. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Чему равна процентная концентрация полученного раствора? Ответ: 45,57%

205. Вычислите молярную и эквивалентную концентрации 49% раствора H₃PO₄ плотностью 1,33 г/мл. Ответ: C_м = 0,6 М; C_н = 2 Н

206. Какую массу NaNO₃ нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор? Ответ: 100 г

207. Сколько граммов 3% раствора MgSO₄ можно приготовить, растворив в воде MgSO₄ ^. 7H₂O? Ответ: 16,3 г

208. Какой объем 10% раствора карбоната натрия (ρ = 1,105 г/мл) требуется для приготовления 5 л 2% раствора (ρ = 1,02 г/мл)? Ответ: 0,9 л

209. К 3 л 10% раствора HNO₃ плотностью 1,054 г/мл прибавили 5 л 2% раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/мл. Вычислите процентную и молярную концентрации полученного раствора, объем которого равен 8 л. Ответ: 5,082%; С_М = 0,83М

210. Какая масса HNO₃ содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см³ 0,4 н раствора NaOH? Каков титр раствора NaOH? Ответ: 0,882 г; Т_NaOH = 0,016 г/мл

РАЗДЕЛ 8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления - характерный признак ОВР.

Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

Zn _(т) + CuSO_{4 (р)} = ZnSO_{4 (p)} + Cu _(т)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Zn _(т) = Zn²⁺ _(p) + 2 e,

Cu²⁺ _(р) + 2 e = Cu _(т),

или суммарно: Zn _(т) + Cu²⁺ _(р) = Zn²⁺ _(p) + Cu _(т).

Процесс потери электронов частицей называют окислением, а процесс приобретения электронов – восстановлением. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления (n) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов). Следует помнить, что величина n выражается не в кулонах, а в количестве отданных (принятых) электронов. Заряд одного электрона равен –1.60218·10^-19Кл.

Протекание окислительно-восстановительныхреакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем.

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

1. степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

2. алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

3. алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

4. отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

5. максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.

6. В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая степень окисления

7. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные степени окисления

8. Постоянную степень окисленности в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы (+2)

9. При определении степени окисления предпочтение отдают элементу, который располагается в таблице выше. Например, в CaO₂: n(Сa) = +2, n(О) = - 1

10. степень окисленности кислорода в соединениях равна –2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF ₂ (+2).

11. водород проявляет степень окисленности +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH ₂ и т.п.), где степень окисленности равна –1;

Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:

1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1;

2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1);

3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2;

4) степень окисления алюминия в соединениях +3;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О₂⁺, О₂^-, О₂^2-, О₃^-, а также фторидов O _x F₂.

Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, ₄, в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале указывая зарядовое число, а затем знак: Fe²⁺, SO₄^2–.

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, K O_4, K_{2 2}O₇, H O₃, O₂, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, H₃, H₂ , H , могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например H O₂, H₂ , , , Cl₃, O₂, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.

Важнейшие окислители. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F₂ имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

2H₂O + 2F₂ = O₂+ 4HF

Кислород O₂, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4 Fe(OH)₃

Азотная кислота HNO₃ проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:

3Сu + 8HNO_{3 (разб)} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

NO₃^– + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O

NO₃^– + 4H⁺ + 3 e = NO + 2H₂O

NO₃^– + 5H⁺ + 4 e = 0,5N₂O + 2,5H₂O

NO₃^– + 6H⁺ + 5 e = 0,5N₂ + 3H₂O

NO₃^– + 10H⁺ +8 e = NH₄⁺ + 3H₂O

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:

Концентрация кислоты

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

NO₂ NO N₂O N₂ NH₄⁺

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

Активность восстановителя

Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Zn + KNO₃ + 2KOH K₂ZnO₂ + KNO₂ + H₂O

Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au + HNO_3(конц) + 4HCl_(конц) = H[AuCl₄] + NO­+ 2H₂O

Серная кислота H₂SO₄ проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

C_{(графит)} + 2H₂SO_{4 (конц)} СO₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O.

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

SO₄^2– + 4H⁺ + 2 e = SO₂ + 2H₂O

SO₄^2– + 8H⁺ + 4 e = S+ 4H₂O

SO₄^2– +10H⁺ + 8 e = H₂S + 4H₂O

Концентрация кислоты

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

H₂S S SO₂

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Активность восстановителя

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:

MnS + 4HСlO = MnSO₄ + 4HCl;

5Na₂SO₃ + 2HIO₃ = 5Na₂SO₄ + I₂ + H₂O

Перманганат калия KMnO₄ проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)₂, в щелочной – до манганат-иона MnO₄^2–:

кислотная среда:

5Na₂SO₃ +2KMnO₄+ 3H₂SO_4(разб)= 5 Na₂SO₄ + 2MnSO₄ +3H₂O+K₂SO₄

нейтральная среда:

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO(OH)₂¯+ 2KOH

щелочная среда:

Na₂SO₃ + 2KMnO₄+ 2KOH = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

Дихромат калия K₂Cr₂O₇, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:

6KI + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO_{4 (разб)} = 3I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 4K₂SO₄

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 3S¯ + 2Cr(OH)₃¯ + 2KOH.

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н⁺ и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н⁺ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO₃): Mg + H₂SO_{4 (разб)} = MgSO₄ + H₂­

Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:

H₂S + 2FeCl₃ = S¯ + 2FeCl₂ + 2HCl

или выделяются из растворов их солей в виде металлов:

2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu.

Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

C + 4HNO_{3(конц, гор)} = CO₂­ + 4NO₂­ + 2H₂O

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl^-, Br^-, I^-, S^2-, H^-, и катионы металлов в низшей степени окисления:

2HBr_(конц) + Н₂O_2(конц) = Br₂ + 2H₂O;

2CaH₂ + TiO₂ 2CaO + Ti +2H₂­.

2FeSO₄ + H₂O_2(конц)+ H₂SO_4(разб) Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O.

Дата добавления: 2014-11-07