Название солей некоторых кислот

Кислота	Название солей
Н3ВО3 ортоборная	ортобораты
НВО2 метаборная	метабораты
Н2СО3 угольная	карбонаты
СН3СООН уксусная	ацетаты
Н2С2O4 щавелевая	оксалаты
H4SiO4 ортокремниевая	ортосиликаты
H2SiO3 метакремниевая	метасиликаты
НNО3 азотная	нитраты
HNO2 азотистая	нитриты
Н3РO4 ортофосфорная	ортофосфаты
Н4Р2O7 дифосфорная	дифосфаты
(пирофосфорная)	(пирофосфаты)
H2SO4 серная	сульфаты
H2SO3 сернистая	сульфиты
H2S сероводородная	сульфиды
НClO4 хлорная	перхлораты
НСlO3 хлорноватая	хлораты
НСlO2 хлористая	хлориты
НClO хлорноватистая	гипохлориты
НCl хлороводородная	хлориды
Н2СrO4 хромовая	хроматы
Н2Сr2O7 дихромовая	дихроматы (бихроматы)
Н3CrO3 ортохромистая	ортохромиты
НМnО4 марганцовая	перманганаты
Н2МnO4 марганцовистая	манганаты
Н2МnO3 метамарганцоватистая	метаманганиты

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 3-10, 14-20; 99-101, 110-113, 132-135,142-145, 157-158, 167-168, 179-183; 188, 191-194, 198, 201-203, 225-226, 237-239, 250, 252.

Тема 2. Эквивалент

Содержание темы

1. Понятие эквивалента.

2. Закон эквивалентов.

3. Определение эквивалентной массы элементапо его атомной массе и окислительному числу (валентности) в данном химическом соединении.

4. Эквивалентные массы химических соединений: оксидов, оснований, кислот, солей.

5. Эквивалентный объем, его вычисление.

6. Применение соединений, содержащих элементы с переменной степенью окисления, в ветеринарной практике и ветеринарно-санитарной экспертизе.

7. Примеры решения задач.

Пример 1. 10,7 г гидроксида железа(III) нейтрализованы 12,6 г азотной кислоты. Вычислить эквивалентную массу гидроксида железа(III), написать уравнение реакции.

Решение. По закону эквивалентов

m_Fe(OH)3/m_HNO3= Э_Fe(OH)3/ Э_HNO3

Азотная кислота одноосновна, поэтому ее эквивалентная масса имеет только одно значение:

Э_HNO3= 63/1 = 63 г/моль

Тогда

Э_Fe(OH)3= Э_HNO3×m_Fe(OH)3/m_HNO3= 10,7×63/12,6 = 53,5 г/моль

Взаимосвязь эквивалентной массы основания с молярной массой (М) и числом замещенных гидроксогрупп (чзОН)

Э_Fe(OH)3= М/(чзОН)

можно использовать для определения чзОН, а затем написать уравнение реакции.

(чзОН) = М/Э = 107/53,5 = 2

Fe(OH)₃ + 2HNO₃ = FeOH(NO₃)₂ + 2H₂O

Пример 2. Для сжигания 1,6 г серы израсходовано 1,12 л кислорода (при н.у.). Определить эквивалентную массу серы, эквивалентную массу оксида серы, написать уравнение реакции.

Решение. По условию задачи дается объем кислорода, поэтому удобно воспользоваться его эквивалентным объемом. Тогда закон эквивалентов можно представить в следующем виде:

m_S/V_O2= Э_S/Э_V(O),

где Э_V(O) - эквивалентныйобъем кислорода.

Рассчитать эквивалентный объем кислорода – значит, ответить на вопрос, какой объем при нормальных условиях (н.у.) занимают 8 г кислорода.

32 г O₂ (1 моль) занимают объем 22,4 л (по закону Авогадро);

8 г O₂ (1 эквивалент) - Э_V(O) л:

Э_V(O) = 8×22,4/32 = 5,6 л

Эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л. Применяя закон эквивалентов, можно рассчитать эквивалентную массу серы:

Э_S = Э_V(O)×m_S/V_O2= 1,6×5,6/1,12 = 8 г/моль

Зная эквивалентную и атомную массы серы, легко вычислить ее окислительное число (валентность) и составить формулу оксида

Э = A/B; B = A/Э = 32/8 = 4

При горении серы образуется оксид серы(IV):

S + O₂ = SO₂

Э_оксида = Э_эл +8 (г/моль)

Э_SO2= Э_S+8 = 8+8 = 16 г/моль.

Домашнее задание

1. Рассчитайте эквивалентную массу калия, магния, алюминия.

2. Вычислите эквивалентный объем водорода.

3. Рассчитайте эквивалентную массу гидроксида натрия, хлороводородной кислоты, оксида серы(VI).

4. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида. Определите эквивалентную массу металла и его оксида.

5. Вычислите эквивалентную массу железа и его оксида, напишите формулу оксида, если при разложении 5,6 г оксида выделяется 1,12 л кислорода (условия нормальные).

6. На нейтрализацию 4,9 г серной кислоты израсходовано 2,8 г гидроксида калия. Вычислите эквивалентную массу серной кислоты в этой реакции. Напишите уравнение реакции.

7. Масса олова 11,86 г вытесняет из кислоты 2,24 л водорода (н.у.). Найдите эквивалентную массу олова в данной реакции. Какую валентность оно проявило?

8. Каковы эквивалентные массы ртути и мышьяка в токсичных соединениях? Применяются ли такие соединения в ветеринарии?

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 10-13;21-28; 151-160; 205-209.

Тема 3. Химическая термодинамика

Содержание темы

1. Основные понятия химической термодинамики: термодинамические системы, параметры, процессы.

2. Энергетические величины. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Теплота и работа процесса.

3. Термохимия. Понятие теплового эффекта химической реакции. Независимость теплового эффекта химической реакции от пути реакции (Закон Гесса).

4. Первый закон термодинамики как закон сохранения энергии.

5. Энтропия. Определение энтропии равновесного процесса по Клаузиусу. Энтропия плавления. Энтропия парообразования.

6. Второй закон термодинамики. Различные формулировки второго закона термодинамики. Неравенство Клаузиуса (DS ³ 0) и формулирока второго закона термодинамики: возможны лишь такие (реальные) процессы, которые ведут к увеличению энтропии изолированной системы.

7. Статистическое истолкование энтропии и второго закона термодинамики по Л. Больцману на основе молекулярно - кинетической теории строения вещества. Связь изменения энтропии изолированной системы с изменением термодинамической вероятности состояния системы (DS = k×ln (P₂/P₁)). Равновесное состояние системы как наиболее вероятное. Понятие «негэнтропии».Понижение энтропии системы в процессе синтеза высокоупорядоченных клеточных структур в организме животного и повышение энтропии окружающей среды.

8. Особенности изменения энтропии в конденсированных системах при абсолютном нуле температуры и в области него. Третий закон термодинамики.

9. Свободная энергия по Гельмгольцу (A = U – T×S). Свободная энергия по Гиббсу (G = Н - T×S). Энтальпийный (DН) и энтропийный (T×DS) факторы изменения свободной энергии (DG = DН - T×DS). Уменьшение свободной энергии системы (DG < 0) как характеристика самопроизвольного протекания химической реакции. Равенство (DG = 0) как условие равновесия химической реакции. Формула, связывающая изменение стандартной свободной энергии (DG^o) с константой равновесия химической реакции при постоянном давлении (DG^o = - R×T×ln(K_p)).

10. Примеры изменения энтальпии системы в некоторых процессах в стандартных условиях (DН^о₂₉₈, кДж/моль) приведены в таблице 2.

Таблица 2

Процесс	Пример процесса (Фаза: тв – твёрдая, ж – жидкая, г – газообразная)	Изменение энтальпии системы (DН^о298, кДж/моль)
Плавление	H2O(тв) ® H2O(ж)	6,01
Кристаллизация	H2O(ж) ® H2O(тв)	-6,01
Испарение	H2O(ж) ® H2O(г)	44,00
Конденсация	H2O(г)® H2O(ж)	-44,00
Сублимация	H2O(тв) ® H2O(г)	50,01
Синтез вещества	H2 (г) + (1/2)O2 (г)® H2O(г)	-241,84
Синтез вещества	H2 (г) + 1/2)O2 (г)® H2O(ж)	-285,84
Синтез вещества	H2 (г) + (1/2)O2 (г) ® H2O(тв)	-291,85
Синтез вещества	(1/2)N2(г) + (1/2)O2(г) ® NO(г)	90,37
Синтез вещества	C(тв, графит) + O2 (г)® CO2(г)	-393,51
Синтез вещества	C(тв, алмаз) + O2 (г) ® CO2(г)	-395,3

11. Примеры решения задач.

Пример 1. Какова энтальпия образования оксида кальция, если при сгорании 10 граммов кальция выделяется 160 кДж теплоты?

Решение. Решения следует начинать с написания термохимического уравнения реакции. Для этой цели используем понятие энтальпии образования вещества (DH): Энтальпия образования вещества CaO равна тепловому эффекту химической реакции получения одного моля этого вещества из простых веществ при постоянном давлении. Термохимическое уравнение реакции образования CaO имеет вид

Сa + (1/2) O₂ = СaО, DH =?

В следующем этапе решения необходимо определиться со знаком величины (DH). Поскольку в процессе реакции выделяется количество теплоты, то из условия задачи следует, что энтальпия системы уменьшается, следовательно, DH < 0.

Значение энтальпии образования CaO находится из пропорции:

Взаимодействию 10 г Ca соответствует энтальпия (-160 кДж).

Взаимодействию 40 г Ca соответствует энтальпия (DH).

DH = 40•(-160) / 10 = - 640 кДж.

Пример 2. Найти изменение энтальпии при переходе графита в алмаз, если

С(графит) + O₂ = СО_2(газ), DН⁰ = -393,5 кДж/моль

С(алмаз) + O₂ = СО_2(газ), DН⁰ = -395,3 кДж/моль

Решение. Для определения изменения энтальпии при переходе графита в алмаз воспользуемся законом Г.И. Гесса. Согласно закону Г.И. Гесса, тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции, а зависит только от начального и конечного состояния веществ.

Термохимическое уравнение перехода графита в алмаз имеет вид

С(графит) = С(алмаз), DН⁰ =?

Для применения закона Г.И. Гесса исходные уравнения представим в виде двух реакций получения алмаза из графита

С(графит) + O₂ = СО_2(газ), DН₁⁰ = -393,5 кДж/моль

СО_2(газ) = С(алмаз) + O₂, DН₂⁰ = +395,3 кДж/моль

В таком случае энтальпия получения алмаза (DН⁰) равна сумме энтальпий (DН₁⁰) и (DН₂⁰):

DН⁰ = DН₁⁰ + DН₂⁰ = -393,5 + 395,3 = 1,8 кДж/моль

Пример 3. Найти температуру, при которой реализуются прямая и обратная реакции

2SO₂ + О_2(газ) Û 2SО_3(газ), DН⁰ = -198 кДж; DS⁰ = - 0,187 кДж/K

Решение. Для решения задачи воспользуемся уравнением Гиббса

DG⁰ = DН⁰ – T × DS⁰

В условиях химического равновесия изменение свободной энергии Гиббса равно нулю DG⁰ = 0, поэтому уравнение Гиббса имеет вид

DН⁰ – T × DS⁰ = 0.

Из полученного выражения следует значение температуры

T = DН⁰ / DS⁰ = (-198) / (- 0,187) = 1059 K.

Пример 4. В каком направлении будет протекать реакция в стандартных условиях, если DН⁰ = 41,7 кДж/моль; DS⁰ = 11,3 Дж/(моль×K)?

Решение. Условию протекания химической реакции в прямом направлении соответствует уменьшение свободной энергии системы (DG⁰ < 0), поэтому в данном случае требуется найти значение (DG⁰) по уравнению Гиббса. Стандартным условиям соответствует температура T = 298,15 K. Для получения правильного результата следует согласовать размерности энтальпии (DН⁰) и энтропии (DS⁰). Исправим размерность энтропии DS⁰ = 11,3 Дж/(моль×K)= 0,0113 кДж/(моль×K).

DG⁰ = DН⁰ – T × DS⁰ = 41,7 – 298,15 × 0,0113 = 41,7 - 3,37 = 38,33 кДж/моль.

Полученное значение DG⁰ > 0, поэтому в стандартных условиях химическая реакция протекает в обратном направлении.

Домашнее задание

1. Какой термодинамической величиной характеризуется равновесие, если система находится при постоянных значениях давления и температуры? Какое значение соответствует этой термодинамической величине?

2. Найти энергию кристаллической решетки KCl_(k), если известны энтальпии образования (DН⁰) веществ: DН⁰ (KCl_(k)) = -436,8 кДж/моль, DН⁰ (Cl^-_(г)) = -233,7 кДж/моль, DН⁰ (K⁺_(г)) = 514,6 кДж/моль.

3. Которой из реакций соответствует уменьшение энтропии

C_(тв) + Н₂О_(газ) = CО_(газ) + Н_2(газ)

C_(тв) + O_2(газ) = CО_2(газ)

NH₄NO_3(тв) = N₂O_(газ) + 2Н₂О_(газ)

CО_(газ) + 3Н_2(газ) = СH_4(газ) + Н₂О_(газ)

4. Найти количество теплоты, которое выделяется при взаимодействии 4,6 г натрия с 6,4 г серы, если теплота образования Na₂S равна 372 кДж/моль.

5. Напишите уравнение, характеризующее связь изменения энергии Гиббса с константой равновесия при постоянной температуре.

6. Напишите термохимическое уравнение, содержащее стандартную энтальпию процесса образования хлороводорода.

7. К какому значению стремится энтропия правильно сформированного кристалла при приближении температуры к абсолютному нулю?

Литература

1. П.М. Саргаев. Неорганическая химия. -М.: КолосС, 2004. С. 29-43; 51.

Тема 4. Скорость химической реакции

Содержание темы

1. Понятие «скорость химической реакции» и ее математическое выражение.

2. Факторы, влияющие на скорость реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры и природы реагирующих веществ. Правило Вант-Гоффа. Понятие об энергии активации и активных молекулах.

4. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс и его математическое выражение. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл.

5. Скорость реакций, протекающих в гетерогенных системах.

6. Степень дисперсности как характеристика препарата.

7. Примеры решения задач.

Пример 1. Как изменится скорость реакции

С + Н₂O = СО + Н₂

при повышении температуры на 30 К, если температурный коэффициент реакции (g) равен 3?

Решение. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на каждые10К скорость реакции возрастает в 2-4 раза:

V_t/V₀ = g^(T-T0)/10

В данной задаче g = 3.

V_t/V₀ = 3^30/10 = 3³ = 27

Следовательно, при повышении температуры на 30 К скорость реакции увеличится в 27 раз.

Пример 2. Как изменится скорость прямой реакции

N₂+3Н₂=2NН₃,

если концентрация азота увеличилась в 4 раза, а концентрация водорода уменьшилась в 2 раза?

Решение. По закону действия масс скорость гомогенной реакции равна

V = k×[N₂]×[H₂]³

Скорость реакции с учетом изменения концентрации

V₂ = k×(4×[N₂])×((1/2)×[H₂])³

Отношение скоростей

V₂/V = ((4×[N₂])/[N₂])×((1/2)×[H₂]/[H₂])³ = (4/1)×((1/2)/1)³ =2

Удобно положить начальные концентрации реагирующих веществ [N₂] и [H₂], равными 1. Тогда ([N₂]₂ /[N₂]) = 4 и ([H₂]₂ /[H₂]) = 1/2

V₂ /V = 4×(1/2)³ = 4×(1/8) = 1/2

Пример 3. Как изменится скорость прямой реакции

2 SO₂ + O₂ = 2 SO₃,

если давление в системе возрастет в 2 раза?

Решение. По закону действия масс скорость гомогенной реакции равна

V = k×[SO₂]²×[O₂]

При увеличении давления в два раза объем газовой смеси уменьшается в 2 раза, и, следовательно, во столько же раз возрастают концентрации реагирующих веществ. Новые концентрации реагирующих веществ представим в виде (2×[SO₂]) и (2×[O₂]). Тогда изменение скорости прямой реакции составит

V₂ /V = ((2×[SO₂])/[ SO₂])²×((2×[O₂])/[O₂]) = 2²×2 = 8

Скорость реакции возросла в 8 раз.

Пример 4. Как изменится скорость прямой реакции

2Р_тв+Н₂+3О₂=2НРО₃

при увеличении давления в 2 раза?

Решение. Для гетерогенных процессов в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собою постоянную величину и поэтому включается в константу скорости. В данном примере для прямой реакции закон действия масс запишется так:

V = k×const [Н₂]×[O₂]³ = k'×[Н₂]×[O₂]³

где константа k' = k×const учитывает влияние площади поверхности раздела фаз, связанной с дисперсностью твердой фазы.

Пусть начальные концентрации реагирующих веществ [Н₂]₀ и [O₂]₀ равны 1. После увеличения давления вдвое концентрации реагирующих веществ также удвоились. Тогда отношение скоростей составляет

V/V₀ = ([H₂]/[H₂]₀)×([O₂]/[O₂]₀)³ = 2×2³ = 16

Скорость реакции возросла в 16 раз.

Домашнее задание

1. Как изменится скорость реакции

2SO_2(газ) + O_2(газ) = 2SO_3(газ)

а) при увеличении температуры от 260^оС до 300^оС,

б) при уменьшении температуры от 170^оС до 140^оС,

если температурный коэффициент скорости реакцииравен 2?

2. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции

а) 2СО_(газ) + O_2(газ) = 2СO_2(газ),

б) СО_(газ) + FeО_(тв) = Fe_(тв) + СO_2(газ)

при увеличении концентрации СО в 4 раза?

3. Как изменится скорость прямых реакций

а) 2H₂S_(газ) + SO_{2 (газ)} = 3s_(тв) + 2Н₂O_(жидк)

б) 2 NO_(газ) + Cl_{2 (газ)} = 2 NOCl_(газ)

в) СО_(газ) + Н₂О_(пар) = СО_2(газ) + Н_2(газ)

г) Fe_(тв) + 2 НCl_(газ) = FeCl_2(тв) + Н_{2 (газ)}

д) 2Р_(тв) +5Cl_2(газ) = 2РCl_5(газ)

при увеличении давления в 2 раза?

4. Как изменятся скорости прямых реакций

а) 4 НCl_(газ) + O_2(газ) = 2Н₂O_(пар) + 2 Cl_2(газ),

б) 4Fe_(тв) +3O_2(газ)=2Fe₂O_3(тв)

при уменьшении давления в 3 раза?

6. Связаны ли со степенью дисперсности особенности применения серы в ветеринарии? Почему?

Дата добавления: 2015-08-31