Основные законы химических превращений

Методические советы

Химические реакции осуществляют для получения необхо­димых веществ или энергии за счет их протекания. Рассмот­рение реальности протекания химического процесса следует проводить с двух позиций — энергетической и кинетической. Сначала необходимо оценить, возможна ли вообще данная реакция в заданных условиях. Анализ энергетических соотно­шений показывает, что самопроизвольно протекают процессы в сторону наиболее вероятного состояния систем. В частнос­ти, в результате таких процессов энергия выделяется и сис­тема переходит в состояние с меньшей энергией. В практике, однако, обнаруживается, что некоторые из таких процессов протекают настолько медленно, что их невозможно использо­вать. Поэтому рассмотрение способов и путей влияния на скорость процесса существенно для его практической реализа­ции.

Предлагаемые ниже вопросы для самопроверки могут слу­жить одновременно и планом изучения данной темы.

Вопросы для самопроверки

1. Дайте определение понятию «скорость химической реак­ции». В каких единицах она измеряется? Какие факторы вли­яют на скорость химической реакции?

2. Сформулируйте закон действия масс. Приведите приме­ры того, как аналитически (уравнением) можно записать за­кон действия масс для реакций, протекающих в гомогенной и гетерогенной системах.

3. Что такое константа скорости химической реакции, от каких факторов она зависит?

4. Сформулируйте правило Вант-Гоффа. Дайте пример расчета изменений скорости реакции при повышении или по­нижении температуры с использованием этого правила.

5. Почему часть столкновений между молекулами не при­водит к протеканию реакции? Что такое энергия активации?

6. Как можно объяснить механизм действия катализаторов при гомогенном катализе, гетерогенном катализе?

7. Чем характеризуется состояние химического равнове­сия? Какие величины, характеризующие прямую и обратную реакции при химическом равновесии, равны друг другу?

8. Приведите примеры обратимых и необратимых процес­сов. Как связана константа равновесия с константами скорос­тей прямого и обратного процесса?

9. Какие факторы влияют на положение равновесия в го­могенных жидких и газообразных системах? Как они влияют?

10.Сформулируйте Принцип Ле-Шателье. Как влияет изме­нение давления, температуры и концентрации реагирующих веществ на положение равновесия в системе 2SО₂+О₂ = 2SО₃?

Контрольные задания

51-55. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влия­ют на скорость реакции внешние условия (концентрация, тем­пература, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции при изменении указанных в таблице (табл. 6) условий.

Таблица 6

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Температур­ный коэф­фициент у	Изменение давления
	-	уменьшение в 4 раза		-
	-	увеличение в 3 раза		-
	Н2+С12=2НС1	-	-	увеличение в 2 раза
	2Fe + О2 = 2FeO	-	-	уменьшение в 3 раза
	СаО+СО2 = СаСО3	-	-	увеличение в 3 раза

56-60. Чем характеризуется состояние химического равно­весия? От каких факторов зависит константа равновесия, по­ложение равновесия? Предскажите в соответствии с принци­пом Ле-Шателье смещение равновесия в соответствии с из­менениями внешних условий (отдельно для разных факторов) по данным таблицы 7.

Таблица 7

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Температур­ный коэф­фициент у	Изменение давления
	СО2+СaCO3+H2O = Ca(HCO3)2 - Q	повышение	понижение	увеличение ССО2
	NH3+H2O = NH4OH + Q	понижение	повышение	уменьшение СNH3
	N2O4 = 2NO2 - Q	понижение	повышение	увеличение СNO2
	4NH3 + 5NO2 = 4NO+6H2O (пар)+ Q	повышение	понижение	увеличение СNO2
	2CO+O2 = 2CO2+ Q	повышение	повышение	уменьшение СO2

Растворы

Методические советы

Изучение этой темы целесообразно разбить на три этапа. Сначала изучите материал по учебнику и попробуйте отве­тить на контрольные вопросы 61-70, являющиеся одновремен­но вопросами для самопроверки. Затем следует выполнить задачи-упражнения на нахождение концентраций растворов (№ 71-80) и после этого разобраться с гидролизом солей в соответствии с настоящими методическими указаниями.

Контрольные задания

61. Какие системы называются растворами? Что у них общего со смесями?

62. Водные растворы и их значение в жизни растений и животных.

63. Каковы причины образования растворов? Какова при­рода взаимодействия веществ в растворах?

64. Что такое электролитическая диссоциация? Какова роль растворителя в процессе электролитической диссоциа­ции? Какие вещества называются электролитами, неэлектро­литами?

65. Что называется степенью электролитической диссоциа­ции? Как зависит степень электролитической диссоциации от концентрации и температуры раствора?

66.Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова взаимосвязь между степенью диссоциа­ции и константой диссоциации? Активность и коэффициент активности иона.

67. Какие соединения называются кислотами и основания­ми с точки зрения электролитической диссоциации? Чем обу­словливается сравнительная сила кислот и оснований?

68. Какие гидроксиды называются амфотерными? Напи­шите примеры уравнений их диссоциации в кислой и щелоч­ной средах.

69. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно? Дайте вывод выражения ионного произведения воды (Кв). Как влияет температура на ионное произведение воды?

70. Что такое рН, рОН? Какими величинами рН характе­ризуется нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчи­тывать рН растворов сильных и слабых кислот и оснований?

Концентрация растворов

Методические советы

В химических расчетах используется в основном три вида концентрации:

— процентная концентрация показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора,

— молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора,

— нормальная концентрация показывает, сколько молей эквивалентов растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора.

При решении задач по переходу от одного вида концент­рации к другому важно четко разграничить количество раст­воренного вещества и растворителя, массу и объем и т. д. Контролируется это согласованием единиц измерения в «стол­биках» составляемых пропорций.

Количество растворенного вещества выражают в граммах m_r , в молях n_м, в молях эквивалентов n_э.

Количество раствора выражают в граммах G, в милли­литрах V.

Связь между этими величинами:

n_m= (1)

n_э= . (2),

где М и Э — молекулярная и эквивалентная масса соответст­венно.

ρ= (3),

где ρ — плотность раствора.

Задачи на пересчет из одной концентрации в другую явля­ются составным этапом большинства задач, включающих свойства растворов.

Контрольные задания

71-80. В соответствии с номером вашего задания заполни­те пропуски в таблице 8. Например, в задаче 76 надо найти молярную и нормальную концентрацию 10%-ного раствора СuSO₄ (плотность раствора 1,1 г/мл).

Таблица 8

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора
про­цента.	моляр­ная	нор-мальн.	Плотность раствора
	НNO3				1,05
	НС1		1,2		1,02
	NаОН				1,05
	Н3РO4			0,3	1,01
	Н2SO4		0,4		1,027
	СuSO4				принять 1,1
	(NH4)2SO4			0,1	принять 1,0
	КОН				1,01
	СНзСООН		0,5		принять1,0
	КNОз			0,2	принять 1,0

Гидролиз солей

Методические советы

Ввиду особой важности гидролиза солей в регулирова­нии биологических процессов следует четко отработать навы­ки написания уравнений гидролиза после проработки по учеб­нику.

Поставим себе задачу составления уравнений гидролиза только по первой ступени (наиболее реальной в обычных ус­ловиях). Рекомендуемая последовательность действий:

а) составить уравнения диссоциации соли;

б) выяснить, по какому иону идет гидролиз.

Это и есть сугубо химический аспект гидролиза. Здесь используются справочные данные для определения «слабости» электролита, таблица растворимости (приложение 2), таб­лица степеней диссоциации (приложение 3).

в) составить для этого иона уравнение реакции взаимо­действия с водой (с одной молекулой, т.к. речь идет о первой ступени). Это уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза, оно определяет наступающее в раст­воре равновесие и характеризуется собственной константой.

г) записать уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом в основу берется ионное уравнение (пункт в), а для составления нейтральных молекул используются противоионы из уравнения диссоциации соли (пункт а).

ПРИМЕР. Составить уравнение гидролиза сульфата меди.

а) СuSO₄=Сu²⁺ + ; (1)

б) из приложений 3 выясняем, что иону Сu²⁺ соответствует слабое основание, а иону — сильная кислота, значит, гидролиз идет по ка­тиону:

в) Сu²⁺ + Н₂O (СuОН) ⁺ + Н⁺ (2)

Естественно, что положительный ион Сu²⁺ «вырвет» из воды отрица­тельную часть ОН^-. Заряд образовавшегося иона СuОН⁺ определяем суммированием зарядов Сu²⁺ и ОН^-. Не забудьте, что связывание ионов ОН^- ведет к избытку в растворе ионов Н+, что определит кислую реак­цию среды.

Выражение для константы гидролиза имеет вид:

K_r= ;

г) при составлении уравнения в молекулярной форме констатируем, что всем положительным ионам уравнения (2) соответствуют имеющиеся в свободном виде (уравнение 1) отрицательные ионы . С учетом за­рядов ионов составляем электронейтральные молекулы:

СuSO₄ + Н₂O (СuОН) ₂SO₄ + Н₂SO₄,

а затем подбираем необходимые коэффициенты:

2СuSO₄ + 2Н₂O (СuОН) ₂SO₄ + Н₂SO₄.

Напоминаем, что в растворе реально существуют ионы H₃O⁺ а не Н⁺.

Контрольные задания

81-90. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидро­лиза приведенных в вашем задании солей. Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражения для константы гидролиза.

81. Хлорид магния, сульфит натрия.

82. Нитрат меди, карбонат калия.

83. Сульфат алюминия, силикат натрия.

84. Хлорид железа (III), сульфид натрия.

85. Сульфат аммония, цианид калия.

86. Хлорид аммония, сульфид бария.

87. Сульфат марганца (II), карбонат калия.

88. Нитрат алюминия, ацетат натрия.

89. Хлорид цинка, силикат калия.

90. Сульфат железа (II), фосфат калия.

Комплексные соединения

Методические указания

При изучении этой темы обратите внимание на отсутствие строгого определения понятия «комплексное соединение». Комплексными соединениями можно называть соединения сложного состава, в которых выделяют центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним молекулы или ионы (лиганды). Проанализируйте, какие час­тицы из нижеперечисленных можно называть комплексными с этой точки зрения: NO₃^-; NH₄⁺; [Cu(NH₃)₄]²⁺; СаСl₂; K₃[Fe(CN)₆]; H₂S. В некоторых случаях указывают, что комплексообразователь должен быть связан с лигандами донорно-акцепторной связью. Учитывая этот факт, проанализи­руйте еще раз приведенный перечень. Какие частицы явля­ются комплексными с учетом этой второй точки зрения?

Названия комплексных частиц дают, указывая сначала названия лигандов, затем комплексообразователя с указани­ем степени окисления.

Названия лигандов:

С1^_ (и др. галогены) —хлоро;, Н₂O — акво = ; NH₃—амин; CN^- — циано = (и др.)

Количество лигандов указывают приставками: ди, три, тетра, пента, гекса.

Названия соединений с комплексным анионом оканчива­ются суффиксом «-ат», в комплексных катионах название комплексообразователя дается без специальных окончаний. Примеры:

Ca₂[Fe(CN)₆]—гексацианоферрат (II) кальция,

[Fe(H₂O₆]SO₄ — сульфат гексааквожелеза (II).

Вопросы для самопроверки

1. Основные положения координационной теории Вернера.

2. Что такое лиганды? комплексообразователь? координа­ционное число? внутренняя и внешняя сфера комплекса?

3. Номенклатура комплексных соединений.

4. Как происходит диссоциация комплексных электроли­тов?

5. Что такое константы устойчивости комплексных соеди­нений?

Контрольные задания

91-100. Заполните таблицу 9 в соответствии с вашим ва­риантом, указав комплексообразователь лиганды, координа­ционное число, внутреннюю и внешнюю среду_ по формуле комплексного соединения, или составив соответствующую формулу по указанному комплексообразователю, лигандам и координационному числу. Дайте названия этим веществам.

Таблица 9

№ задания	Комплексообразо-ва­тель	Лиганд	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексно­го соединения	Выражение для общей константы устойчивости комплексного иона
	Zn2+	OH-			Na+	K2[PtCl6]
	А13+	OH-			К+	K4[Fe(CN)6]
	Сr3+	OH-			К+	K3[Fe(CN)6]
	Pt4+	NH3		[Cu(H2O]52+	SO42- Cl-
		NO2-		[Co(NO2)6]3+	Na+	[Cu(NH3)4]SO4
				[PtBr6]2-	Na+	Fe3[Fe(CN)6]4
	Со3+	NO2-			K+	[Сr(Н2O)6]С13
				[SiF6]2-	Na+	[Ca(NH3)8]Cl2
	Ag+	CN-			Na+	K2[PtCl4]
	Со2+	CNS-			NH4+	[Ag(NH3)2]Cl