Сернистые соединения бензинов

Химическая кинетика и равновесие

Химические реакции протекают с разными скоростями. Некоторые протекают практически мгновенно, другие – медленно. Взаимодействие может как замедляться, так и ускоряться. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Многие реакции протекают обратимо.

Скорость химической реакции определяется многими факторами. Необходимо учитывать природу реагирующих веществ, условия взаимодействия и в какой системе – гомогенной или гетерогенной – протекает процесс. В первом случае под скоростью подразумевается изменение количества вещества в единице объёма (т.е. изменение молярной концентрации) за единицу времени, во втором – изменение количества вещества, отнесённое к единице поверхности раздела фаз в единицу времени:

или ; .

Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ и их концентрации определяется законом действующих масс:скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам.

Для системы аА вВ → сС dD он имеет вид:

V=k[A]^a[в]^в,

где k – константа скорости, определяемая природой реагирующих веществ; [A] и [B] – концентрации реагирующих веществ.

Константа скорости численно равна скорости данной реакции при единичных концентрациях всех реагирующих компонентов.

Зависимость скорости от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, установленным для гомогенных химических реакций, согласно которому скорость и константа скорости увеличиваются в 2÷4 раза при повышении температуры на каждые 10 ^оС. Математическое выражение имеет вид:

.

Температурный коэффициент γ изменяется в пределах от 2 до 4.

Регулировать скорость можно и введением в систему катализаторов или ингибиторов.

Для обратимой реакции при равенстве скоростей прямой и обратимой реакции наступает химическое равновесие, выражение константы для которого имеет вид:

.

Направление смещения равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказано внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той реакции, которая уменьшит оказанное воздействие. Следует отметить, что введение катализатора не смещает равновесие, так как увеличивает скорости прямой и обратной реакций в одинаковое число раз.

Задание 1.Как изменятся скорости прямой и обратной реакции 2SO₂(г) O₂(г) ⇄ 2SO₃(г), если объём газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы? Напишите выражения для констант равновесия.

Решение: обозначим [SO₂] = a, [O₂] = b, [SO₃] = c – концентрации исходных и конечных продуктов до изменения объёма. Согласно закону действующих масс до изменения объёма V_пр. = k ∙a² ∙ b; V_обр. = k ∙ c². При уменьшении объёма газовой смеси в 3 раза концентрация каждого из веществ увеличится тоже в 3 раза, поэтому:

;

,

отсюда

;

.

Следовательно, равновесие сместится в сторону образования SO₃, так как скорость прямой реакции возрастёт в 27 раз, а скорость обратной – в 9 раз.

Ответить на вопрос о направлении смещения химического равновесия можно и на основе принципа Ле-Шателье. В левой части уравнения имеется 3 объёма газообразных веществ, а в правой – 2. Поэтому равновесие сместится в сторону прямой реакции, которая протекает с уменьшением объёма газа, а значит, и давления.

Выражение константы равновесия имеет вид:

.

Задание 2.Определить, в какую сторону сместится равновесие в системе CO(г) 2H₂(г) ⇄ CH₃OH(г) 113,13кДж, если: а) увеличить давление; б) понизить температуру; в) увеличить концентрацию H₂.

Решение:

Согласно принципу Ле-Шателье:

1) при увеличении давления равновесие сместится в сторону прямой реакции, которая протекает с уменьшением числа газообразных молекул (в левой части уравнения 3 объёма газообразных веществ, а в правой – 1);

2) так как прямая реакция является экзотермической, то понижение температуры вызовет смещение равновесия в её сторону;

3) увеличение концентрации одного из исходных продуктов (H₂) вызовет смещение равновесия в сторону его расхода, т.е. в сторону прямой реакции.

Задание 3.Равновесие в системе H₂(г) J₂(г) ⇆ 2HJ(г) установилось при следующих концентрациях: [H₂] = 0,025 моль/л; [J₂] = 0,05 моль/л; [HJ] = 0,09 моль/л. Определите значение константы равновесия и исходные концентрации водорода и йода.

Дано: [H2]равн=0,025 М [J2]равн=0,05 М [HJ]равн=0,09 М	Решение: В соответствии с уравнением реакции для образования 2 моль HJ следует израсходовать 1 моль H2 и 1 моль J2. Так как образовалось 0,09 М НJ, следовательно, израсходовалось 0,045 М H2 и J2. [H2]исх=[H2]равн [H2]изр.=0,025 М 0,047 М=0,07 М [J2] исх=[ J2]равн [J2]изр.=0,05 М 0,045 М= 0,095 М
Kравн – ? [H2]исх– ? [J2] исх – ?

Задания к самостоятельной работе

21. Приведите математическое выражение закона действующих масс для реакции 2CO(г) O₂(г) → 2CO₂(г) и определите, во сколько раз изменится скорость реакции, если концентрацию оксида углерода (II) увеличить в 4 раза, а кислорода – уменьшить в 2 раза?

22. Как изменится скорость прямой реакции в системе 2NO(г) O₂(г) ⇆ 2NO₂(г), если увеличить объём системы в 2 раза? Сместится ли при этом равновесие?

23. Приведите выражения для констант равновесия систем FeO(к) CO(г) ⇆ Fe(к) CO₂(г); CH₄(г) CO₂(г) ⇆ 2CO₂(г) H₂(г). В каком направлении произойдёт смещение равновесий при понижении давления?

24. Определить равновесную концентрацию водорода в системе 2HJ ⇄ H₂ J₂, если исходная концентрация HJ составляла 0,05 моль/дм³, а константа равновесия K= 0,02.

25. Равновесие в системе 2NO(г) O₂(г) ⇆ 2NO₂(г) установилось при следующих концентрациях: [NO₂] = 0,008 моль/л; [NO] = 0,03 моль/л. Найдите константу равновесия и исходную концентрацию NO₂.

26. Две реакции при 30 ⁰С протекают с одинаковой скоростью. Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 2, второй – 4. Найдите соотношение этих скоростей при 60 ⁰С.

27. В сторону какой реакции сместится равновесие в системе 2 CO(г) O₂(г) ⇆ 2CO₂ (г); Δ H= — 568 кДж при: а) увеличении давления; б) понижении температуры; в) введении дополнительного количества CO₂? Почему? Какой вид имеет константа равновесия?

28. Какие параметры можно изменить, чтобы добиться смещения равновесия в системе 4HCl(г) O₂(г) ⇆ 2Cl₂(г) 2 H₂O (г); Δ H= — 116,4 кДж в сторону исходных веществ? Дайте необходимые пояснения и приведите выражение для константы равновесия.

29. Какие параметры можно изменить, чтобы добиться смещения равновесия в системе СO(г) H₂O (г) ⇆ CO₂(г) H₂ (г); Δ H= — 42,6 кДж в сторону исходных веществ? Дайте необходимые пояснения и приведите выражение для константы равновесия.

30. Какие параметры можно изменить, чтобы добиться смещения равновесия в системе С(графит) СO₂ (г) ⇆ 2CO (г); Δ H= — 172,5 кДж в сторону исходных веществ? Дайте необходимые пояснения и приведите выражение для константы равновесия.

Химическая термодинамика

Этот раздел изучает переходы энергии из одной формы в другую при химических реакциях и устанавливает направление и пределы их самопроизвольного протекания.

Процессы, протекающие в системе, характеризуются различными изменениями параметров. Если не изменяется объём системы (V = const и Δ V = 0), то процесс называется изохорным, при постоянном давлении (Р = = const, и Δ Р= 0) процесс называется изобарным. Если не изменяется температура (Т= const, а ΔТ = 0), процесс называется изотермическим.

Тепловые эффекты изобарно-изотермических реакций определяются изменением энтальпии (∆ H x.p.), которые рассчитывают по уравнению: , являющимся математическим выражением следствия закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (∆H_x.p.) равен сумме теплот образования продуктов реакции (∆H ) за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (∆H ) с учётом стехиометрических коэффициентов. Например, для системы

2C₆H₆(ж) 15O₂(г) = 12CO₂(г) 6H₂O(ж),

∆Hº _x.p.= 6∆Hº_обр(H₂O ж) 12∆Hº_обр(CO₂ г) – 2∆Hº_обр (С₆H₆ ж).

Величина ∆H простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых при данных условиях фазовых и агрегатных состояниях, равна нулю.

Индекс «0» означает стандартное значение энтальпии.

Если теплота выделяется в результате реакции, то ΔH < 0 (экзотермическая реакция), поглощается (ΔH > 0) – эндотермическая реакция. В случае химической реакции изменение энтальпии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции, проведённой при постоянной температуре и постоянном давлении.

∆ Η = — Q.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты, получил название термохимии.

Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект, называются термохимическими.

Значение энтропии S характеризует меру неупорядоченности системы. Её изменение можно рассчитать по уравнению:

.

В ряде случаев оценить знак изменения энтропии можно, не прибегая к расчётам. Для этого достаточно определить, с увеличением или уменьшением объёма газообразных веществ протекает реакция. В первом случае .

Для изобарно-изотермических процессов возможность самопроизвольного протекания реакции определяется знаком величины изменения энергии Гиббса . Если , то данная реакция может самопроизвольно протекать (при p = const и Т = const). Величину можно рассчитать по уравнению

или на основе значений ∆ H и ∆S:

∆ G = ∆ Н – Т ∆ S.

Химическому равновесию отвечает условие ∆ G = 0. Равновесную температуру тогда можно рассчитать по уравнению:

.

Задание 1.Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена С₂Н_4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив её тепловой эффект при стандартных условиях. Сколько теплоты выделится, если в реакцию вступило 5,6 г С₂Н₄?

Решение:

Составим термохимическое уравнение реакции:

С₂Н_4(г) Н₂О_(г) = С₂Н₅ОН_(г), ΔН⁰_х.р= ?

Необходимое значение теплового эффекта реакции вычислим, применяя следствие закона Гесса:

.

Подставляем табличные значения величин ΔН⁰:

ΔН⁰_х.р = -235,31 — 52,28-(-241,84) = — 45,76 кДж.

Как следует из термохимического уравнения, это количество теплоты выделяется при участии 1 моль С₂Н₄. По условию задачи имеем 5,6 г : 28 г/моль = 0,2 моль С₂Н₄. Следовательно, количество теплоты равно: 0,2 ·45,76 = 9,152 кДж.

Задание 2. На основании стандартных энтальпий образования и стандартных энтропий веществ вычислите ∆ G⁰₂₉₈ реакции

NH₃(г) HCl(г) = NH₄Cl(к).

Чем можно объяснить то, что ∆S⁰ < 0 ?

Решение: определяем из уравнения ∆G⁰ = ∆H⁰ — T∆S⁰.

;

= -315,39 — (-46,19) — (-92,31)= -176,89 кДж/моль;

= 94,5-192,50-186,68 = -284,68 Дж/(моль·К) = — 0,2847 кДж/(моль·К);

∆G⁰=-176,89 — 298(-0,2847)= — 92,08 кДж.

Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества. Значение энтропии для газообразного состояния значительно выше, чем для кристаллического. Так как реакция идёт с уменьшением объёма газа (в левой части 2 объёма, а в правой – 0), то энтропия системы уменьшается.

Задания к самостоятельной работе

31. Определите ∆ на основании следующих данных:

4NH_3(г) 3O_2(г) = 2N_2(г) 6H₂O_(ж); ∆ = -1530 кДж;

∆ (обр.Н₂О_ж) = -285,84 кДж/моль.

32. Определите ∆ для реакции 2NO O₂ = 2NO₂,

если ∆ (обр.NО₂,ж) = 335,5 кДж/моль, (O₂)= 205,0 Дж/моль·K,

(NO)= 210,6 Дж/моль·K. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

33. При взаимодействии 4,2 г железа с серой выделилось 7,54 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение и вычислите ∆ (обр.FeS,ж).

34. Прямая или обратная реакция CH₄(г) CO₂(г) ⇆ 2CO(г) 2H₂(г) будет протекать при стандартных условиях?

∆ (обр.CH₄,г) = -50,79 кДж/моль; ∆ (обр.СO,г) = = -137,27 кДж/моль. Не проводя вычислений определите знак ∆ .

35. При какой температуре наступает химическое равновесие в системе 4HCl(г) O₂(г) ⇄ 2Н₂O (г) 2 Сl₂ (г); ∆ H⁰ = -114,42 кДж?

S (HCl,г) = 186,68 ; S (О₂,г)=205,03 ;

S (Н₂О,г)=188,72 ; S (Cl₂,г)= 222,95 .

36. Не производя вычислений, установите знак ∆S⁰ для следующих процессов:

а) N₂ 3H₂ → 2NH₃;

б) N₂ O₂ → 2NO;

в) 2H₂S (г) 3 O₂ (г) → 2Н₂О (ж) 2SO₂ (г);

г) CO₂(к) → СO₂(г).

37. Определите, возможно ли самопроизвольное течение реакции Pb CuO → Cu PbO при стандартных условиях (обр. CuO) = = -162 ; (обр. PbO) = — 219,3 кДж/моль; (СuO) = 42,6 ;

(PbO) = 66,1 ; (Pb) = 3,7 ; (Сu) = 4,2 .

38. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него. Прокомментируйте их на конкретных примерах.

39. На основании следующих данных:

С(графит) O₂(г) = СO₂(г); = — 393,5 кДж;

МgO (к) СО₂(г) = МgCO₃(к); = — 117,7 кДж;

2Mg(к) О₂(г) = 2МgO(к); = -1203,6 кДж

вычислите (обр. MgCO₃, к).

40. Почему невозможны при любых температурах реакции, для которых ∆ H > 0, а ∆ S < 0? При каких температурах (низких или достаточно высоких) возможны реакции с положительными значениями ∆ H, ∆ S?

Свойства растворов

Растворы. Способы выражения концентрации растворов.

Система, в которой одно или несколько веществ (дисперсная фаза) распределено в другом (дисперсионная среда), называют дисперсной. Растворы – это гомогенные (однофазные) системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия. Истинные растворы образуют системы с размерами частей менее 1 нм.

По агрегатному состоянию растворы бывают жидкие, твёрдые и газообразные. Примером первых могут быть растворы солей, кислот и оснований в воде, примером вторых – сплав никеля и меди или сплав золота и серебра, примером третьих – смесь газов.

Существуют различные способы выражения концентраций растворов. Наиболее применимые из них следующие.

Массовая доля (%) характеризует массу растворённого вещества, которая содержится в 100 г раствора:

.

Молярная концентрация показывает число молей вещества в 1 л раствора:

.

Нормальная (эквивалентная) концентрация соответствует числу эквивалентов растворённого вещества в 1 л раствора:

Моляльная концентрация (моляльность) оценивает количество вещества в 1 кг растворителя:

Мольная доля – отношение числа молей данного вещества к общему числу молей всех веществ, содержащихся в растворе:

.

Растворимость вещества характеризуется концентрацией его насыщенного при данных условиях раствора.

Для разбавленных растворов неэлектролитов справедлив ряд законов.

1. Осмотическое давление (P_осм) равно:

P_осм= С_мRT, где R – универсальная газовая постоянная.

2. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества:

.

Повышение температуры кипения и понижения температуры замерзания раствора в сравнении с чистым растворителем пропорциональны моляльной концентрации:

∆t_кип.= ECm;

∆t_зам.= KCm,

где E – эббулиоскопическая, а K – криоскопическая константа раствори-теля.

Задание 1.Рассчитать величину осмотического давления раствора объёмом 600 мл, содержащего 17,1 г сахарозы C₁₂H₂₂O₁₁ при 25 °С.

Задание 2.Найти молярную и моляльную концентрации 26 % раствора гидроксида калия (р = 1,24г/мл).

Задание 3. Определить температуру кристаллизации и температуру кипения 10 % водного раствора фруктозы C₆H₁₂O₆. Криоскопическая и эбуллиоскопическая константы воды равны 1,86 и 0,52 °С соответственно.

Задания к самостоятельной работе

41. В 500 мл раствора плотностью 1, 12 г/мл содержится 112 г азотной кислоты. Определите массовую долю НNО₃ в растворе, молярность и моляльность.

42. Какой объём 96%-го раствора серной кислоты плотностью 1,84 г/мл необходимо использовать для приготовления 400 мл 0,5 Н раствора?

43. Вычислите молярную и моляльную концентрацию 40%-го раствора КОН плотностью 1,395 г/мл.

44. Сколько граммов хлорида бария содержится в 25 мл 0,5 Н раствора? Какова молярная концентрация?

45. Определите температуру кипения 15%-го раствора пропилового спирта С₃H₇OH в воде. Эбуллиоскопическая константа воды равна 0,52 °С.

46. Чему равно осмотическое давление раствора, содержащего в 400 мл 36 г глюкозы при температуре 57 °С?

47. При какой температуре будет замерзать раствор, содержащий 6,4 г метанола и 250 г воды? Криоскопическая константа воды равна 1,86 °С.

48. Раствор, содержащий 40 г нафталина C₁₀H₈ в 100 г диэтилового эфира, кипит при температуре 35,7 °С. Температура кипения чистого эфира равна 35° С. Определите эбуллиоскопическую константу эфира.

49. Вычислите температуру кипения 4%-го раствора нафталина C₁₀H₈ в бензоле. Температура кипения бензола равна 80,2 °С. E(бензола)=2,57 °С.

50. Чему равна температура замерзания 2%-го раствора этилового спирта С₂H₅OH в воде? Криоскопическая константа воды равна 1,86 °С.

Гидролиз солей

Гидролизом называется обменная реакция веществ с водой. Гидролизу могут подвергаться соединения различных классов: соли, углеводы, белки, жиры, эфиры и т.д. Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

1) составляющих соль компонетов;

2) внешних условий.

Степень гидролиза (h) – отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул.

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).

В химическое взаимодействие с водой не вступают соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, поэтому они не изменяют значение водородного показателя (например LiBr, K₂SO₄, NaClO₄, BaCl₂, Ca(NO₃)₂ и др.), реакция среды раствора остаётся нейтральной. Если же соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то значение pH раствора становится больше 7 (среда щелочная). Такие соли гидролизуются по аниону. При однозарядном анионе в результате образуется слабая кислота и сильное основание:

KAn H₂O ⇆ KOH HAn

An H₂O ⇆ OH HАn

Если анион многозаряден, то процесс гидролиза ступенчатый, но при обычных условиях значения степеней гидролиза для последующих после первой стадий очень незначительны, и ими можно пренебречь:

K₂An H₂O ⇆ KOH KHAn

An H₂O ⇆ OH HAn

Таким образом, реальные продукты в таком случае – сильное основание и кислая соль.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, реакция среды – кислая (значение pH раствора становится меньше 7).

Если катион однозаряден, то образуется слабое основание и сильная кислота, многозаряден – на первой ступени получается основная соль и сильная кислота:

NH₄Cl HOH ⇆ NH₄OH HCl

Zn(NO₃)₂ HOH ⇆ ZnOHNO₃ HNO₃ (первая ступень)

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно по катиону и аниону. Если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и аналогичной кислотой, то гидролиз необратим.

CH₃COONH₄ H₂O ⇆ CH₃COOH NH₄OH

Al₂S₃ 6H₂O → 2 Al(OH)₃↓ 3H₂S

Степень гидролиза повышается с ростом температуры и разбавлением. Большинство реакций гидролиза обратимо.

Особо следует обратить внимание на случаи взаимного усиления гидролиза солей. Такие процессы протекают при взаимодействии растворов, образованных слабым основанием и сильной кислотой (или наоборот), с растворами, образованными сильным основанием и слабой кислотой (или наоборот). В этих случаях гидролиз протекает с образованием слабых электролитов (кислот и оснований) и зачастую является необратимым.

Задание 1.Какой характер среды имеет раствор AlCl₃? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

Решение:

Так как соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то гидролиз идёт по катиону. Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом, протекает ступенчато, через стадии образования основных солей. Так как катион трёхзаряден, то ступеней три:

1 ступень:

Al(NO₃)₃ H₂O ⇄ Al(OH)(NO₃)₂ HNO₃

Al³ H₂O ⇄ [Al(OH)]² H

При обычных условиях гидролиз протекает незначительно по первой ступени, очень слабо – по второй ступени и совсем незначительно – по третьей ступени. Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (Только в этих случаях можно учитывать гидролиз по второй и третьей ступеням.)

2-я ступень:

Al(OH)(NO₃)₂ H₂O ⇄ Al(OH)₂(NO₃) HNO₃

[Al(OH)]² H₂O ⇄ [Al(OH)₂] H

3-я ступень:

Al(OH)₂(NO₃) H₂O ⇄ Al(OH)₃ HNO₃

[Al(OH)₂] H₂O ⇄ Al(OH)₃ H

При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7 (накапливаются ионы H ) .

Задание 2.Какой характер среды имеет раствор K₂CO₃? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

Решение:

Так как соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то гидролиз идёт по аниону.

Гидролиз солей, образованных многовалентным анионом, протекает ступенчато, через стадии образования кислых солей. Так как катион двухзаряден, то ступеней две.

1-я ступень:

K₂CO₃ H₂O ⇄ KHCO₃ KOH

H₂O ⇄ HCO₃^— OH^—

2-я ступень:

KHCO₃ H₂O ⇄ H₂CO₃ KOH

HCO₃^— H₂O ⇄ H₂CO₃ OH^—

Первая ступень гидролиза при обычных условиях протекает достаточно слабо, а вторая – очень слабо, о чём свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся кислой соли.) Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH^—, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

Задания к самостоятельной работе

51. Какой характер среды имеют растворы ZnCl₂, K₂SO₄, (NH₄)₂S? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

52. Какой характер среды имеют растворы K₂S, Co(NO₃)₂, NaNO₃? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

53. Какой характер среды имеют растворы KNO₃,(CH₃COO)₂Pb, Li₂CO₃? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

54. Какой характер среды имеют растворы (NH₄)₂SO₄, K₂SO₃, NaJ? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

55. Какой характер среды имеют растворы FeOHCl₂, KHS, Li₂SO₄? Дайте обоснованный ответ с приведением для протекающих реакций гидролиза соответствующих молекулярных и ионных уравнений.

56. Расположите вещества в порядке возрастания склонности к гидролизу: Na₂SiO₃, Cr₂(CO₃)₃, RbNO₃. Дайте необходимые пояснения. Приведите соответствующие уравнения гидролиза.

57. Расположите вещества в порядке возрастания склонности к гидролизу: FeSO₄, NaNO₃, (NH₄)₂S. Дайте необходимые пояснения. Приведите соответствующие уравнения гидролиза.

58. Водные растворы каких из нижеперечисленных солей будут изменять окраску лакмуса с фиолетового в красный цвет: (NH₄)₂SO₄, K₃PO₄, Na₂SO₃, Pb(NO₃)₂? Напишите соответствующие уравнения гидролиза солей.

59. Водные растворы каких из нижеперечисленных солей будут изменять окраску лакмуса с фиолетового в синий цвет: Na₂S, K₂SO₄, KHSO₃, (NH₄)₂S? Напишите соответствующие уравнения гидролиза солей.

60. Закончите уравнение следующих реакций гидролиза:

Cr₂(SO₄)₃ Na₂CO₃ H₂O →

AlCl₃ Na₂S H₂O →

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительно-восста-новительными (ОВР).

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов.

При определении степени окисления нужно помнить:

– степень окисления атома в простом веществе равна 0;

– степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов, равна 1 (в гидридах металлов степень окисления атома водорода равна -1);

– степень окисления кислорода, кроме пероксидов и F₂O, равна –2 (в пероксидах -1, а в F₂O равна 2);

– степень окисления атомов элементов I, II, III групп главных подгрупп периодической системы равна 1, 2, 3 соответственно;

– сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0;

– сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

Окислениемназывают процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается

Al – 3e^—® Al³ H₂ – 2e^— ® 2H Fe² — e^—® Fe³ .

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом. Степень окисления при этом понижается

S 2e^— ® S Cl₂ 2e^—® 2Cl Fe³ e^— ® Fe² .

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называют восстановителями. Окислителями же называются атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны.

Вещества, содержащие атом элемента в низшей степени окисления, являются типичными восстановителями ( , , H₃); в высшей – типичными окислителями ( , ).

В случае промежуточной степени окисления атома вещество проявляет окислительно-восстановительную двойственность (H₂ , H и т.п.).

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: электронного баланса и электронно-ионный (метод полуреакций).

Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса) учитывает реальное состояние веществ в растворе. При составлении уравнений методом полуреакций необходимо соблюдать ряд условий. Начинать, как и в случае метода электронного баланса, следует с составления схемы процесса. Для этого в ионном виде записывают окислитель, восстановитель и продукты их взаимодействия. Сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые – в виде молекул.

При составлении уравнений полуреакций следует исходить из следующего. Связывание избыточного кислорода производится в кислой среде ионами H с образованием молекул воды, а в нейтральной и щелочной средах – молекулами воды с образованием ионов ОН . Недостаток кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах молекулами воды с образованием катионов водорода, а в щелочной – гидроксид-ионами с выделением воды.

Гальванические элементы, аккумуляторы

Электродные потенциалы.

В электрохимических процессах также происходит изменение степени окисления веществ. Но в отличие от окислительно-восстановительных реакций процессы восстановления и окисления пространственно разделены. Для протекания электрохимического процесса необходима электрохимическая цепь, основными компонентами которой являются электроды и электролит. Приведём основные понятия, используемые в электрохимии.

Электрод – проводник 1-го рода, находящийся в контакте с проводником 2-го рода (например, металл в растворе электролита). Внешняя цепь электрохимической системы – металлический проводник, соединяющий между собой электроды.

Проводник 1-го рода – это проводник, имеющий электронную проводимость (например, металл).

Проводник 2-го рода – проводник, имеющий ионную проводимость (например, раствор или расплав электролита).

Анод – электрод, на котором происходит процесс окисления.

Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления.

Электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником.

При погружении металла в воду или водный раствор поверхностные атом-ионы металла взаимодействуют с молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода. В результате этого гидратированные ионы металла переходят в раствор, и металл заряжается отрицательно, а раст- вор – положительно:

Me mH₂O → Me(H₂O) nē.

Или без учёта гидратационной воды:

Me → Meⁿ nē.

Катионы металла из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности, и на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС). Образующаяся разность потенциалов называется электродным потенциалом Е (или φ). Наряду с переходом катионов в растворе происходит и обратный процесс:

Meⁿ nē → Me.

При некотором значении электродного потенциала скорости окисления металла и восстановления его катионов выравниваются и устанавливается равновесие:

Me ⇄ Meⁿ nē.

Потенциал в таких условиях называют равновесным. Абсолютную величину электродного потенциала отдельного электрода измерить невозможно, поэтому измеряют всегда разность потенциалов исследуемого электрода и некоторого стандартного электрода сравнения. В качестве последних для водных сред зачастую используют хлорсеребряный или водородный электроды.

Зависимость электродного потенциала от температуры и концентрации (активностей) веществ, участвующих в электродных процессах, выражает уравнение Нернста:

Е = Е⁰ ,

где Е⁰ – стандартный электродный потенциал, т.е. потенциал данного электрода при концентрациях (активностях) всех веществ, участвующих в процессе, равных единице (значения Е⁰ являются табличными);

R – газовая постоянная (R=8,31 Дж/моль∙К);

Т – абсолютная температура;

F – число Фарадея (96500 кл/моль);

n – число электронов, участвующих в электронном процессе;

[ок] – произведение концентраций (активностей), веществ, участвующих в полуреакции в окисленной форме;

[восст] – произведение концентраций (активностей), веществ, участвующих в полуреакции в восстановленной форме.

При подстановке констант и значении T = 298 K уравнение Нернста принимает вид:

Е = Е⁰ .

Потенциал металлического электрода, погружённого в раствор собственной соли, используется наиболее часто.

Me⇄Meⁿ nē.

Учтя, что концентрация (активность) металла в ходе реакции практически не меняется, уравнение Нернста примет вид:

.

Гальваническими элементами называют устройства, в которых энергия химической реакции преобразуется в электрическую.

Основу работы любого гальванического элемента составляют окислительно-восстановительные процессы, причём реакции окисления и восстановления, протекающие на электродах, пространственно разделены. Тот электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом, восстановления – катодом. Значение электродного потенциала катода (Е_К) для работающего гальванического элемента выше, чем у анода (Е_А). Каждый из электродов помещён в своё электродное пространство, содержащее ионный проводник. Движение ионов из одного электродного пространства в другое возможно за счёт наличия пор в перегородке или солевого мостика, при этом непосредственного перемешивания ионных проводников не происходит.

Электродвижущая сила (ЭДС) элемента определяется разностью потенциалов катода и анода: ЭДС = Е_К – Е_А.

Концентрации твёрдых тел и воды (для водных растворов) считают величинами постоянными. Поэтому для электрода:

8H 5ē ⇄ Mn² 4H₂O

,

а для электрода

Сu² 2ē ⇄ Cu⁰

.

Одними из наиболее простых гальванических элементов являются устройства из двух металлических электродов, помещённых в растворы своих солей. Таким является, например, прибор из пластин никеля в 1 М растворе NiSO₄ и серебра в 0,1 М растворе AgNO₃.

,

= lg 10^–1 = 0,799 – 0,059 = 0,74 (в).

Так как › , то серебро является катодом, а никель – анодом.

Электроны при замыкании внешней цепи движутся от никеля к серебру. Схема данного гальванического элемента имеет следующий вид:

А (–) Ni│NiSO₄││AgNO₃│Ag ( ) K.

Гальванический элемент может работать, если он составлен из одинаковых электродов, погружённых в растворы одного и того же электролита, но с разной концентрацией (концентрационный гальванический элемент). Для них значение ЭДС можно рассчитать по формуле:

ЭДС = lg , а схема имеет вид:

А (–) металл│электролит (С₁) ││электролит (С₂)│металл ( ) K.

С₁ ‹ С₂ .

Задание. Определить величину электродного потенциала никеля, опущенного в раствор NiSO₄ c концентрацией 0,1 М при 25 ⁰С.

Решение:

.

Концентрация ионов Ni² равна концентрации сульфата никеля, так как последний диссоциирует следующим образом:

NiSO₄⇄Ni² , тогда

Задания к самостоятельной работе

71. Рассчитайте значения при концентрациях Mg² , равных 1,0; 0,1; 0,001 моль/л. Сделайте вывод об изменении значения электродного потенциала с разбавлением.

72. ЭДС гальванического элемента, составленного из медного электрода (катод), опущенного в раствор CuSO₄ с концентрацией 0,01 моль/л, и электрода из неизвестного металла, опущенного в раствор с [Me² ]=1 моль/л, равна 0,532 В. Какой это металл?

73. Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 М раствор Zn(NO₃)₂, и металлического свинца, погружённого в 0,01 M раствор Pb(NO₃)₂. Вычислите ЭДС элемента, составьте его схему.

74. Гальванический элемент состоит из двух серебряных электродов, опущенных в растворы AgNO₃, ЭДС этого элемента равна 0,118 В. Концентрация AgNO₃ у одного электрода (катода) равна 0,05 моль/л. Чему равна концентрация AgNO₃ у другого электрода?

75. Вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного двумя никелевыми электродами, находящимися в растворах NiSO₄ с концентрациями 0,01 и 0,0001 моль/л. Как называются элементы такого типа?

76. Составьте схему гальванического элемента, составленного из кобальтовой и железной пластин, опущенных в раствор их сульфатов. Вычислите ЭДС этого элемента, если [CoSO₄]=0,01 моль/л, а [FeSO₄]=0,0001 моль/л.

77. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из медной и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Cu² ]=[Mg² ]=0,01 моль/л.

78. При какой концентрации ионов Cu² значение медного электрода становится равным 0,224 В?

79. Опишите принцип работы и приведите уравнения процессов, протекающих при разрядке и зарядке свинцового кислотного аккумулятора.

80. Опишите принцип работы и приведите уравнения процессов, протекающих при разрядке и зарядке никелевого щелочного аккумулятора.

Электролиз. Коррозия металлов

Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из электродов и раствора или расплава электролита. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую.

Наиболее простым случаем является электролиз расплавов с инертным (нерастворимым) анодом. Суть процесса при этом заключается в окислительно-восстановительных превращениях ионов, образующихся при диссоциации электролита.

Пример 1. Электролиз расплава NaCl.

NaCl ⇄ Na Cl^–;

Пример 2. Электролиз расплава KOH.

KOH ⇄ K OH^–;

При электролизе водных растворов необходимо учитывать в первую очередь возможность протекания процессов окисления и восстановления воды, а также явление перенапряжения (изменение потенциала в ходе электрохимической реакции). Из различных возможных процессов на аноде наиболее вероятен тот, потенциал окисления которого минимален, а на катоде – потенциал восстановления которого максимален.

Пример 3. Электролиз раствора CuSO₄ с угольным (нерастворимым) анодом.

CuSO₄ ⇄ Сu² .

Можно предположить следующие процессы окисления:

а) – 2ē → S₂O

б) 2Н₂О – 4ē → О₂ 4Н ^.

Так как значительно меньше , то на аноде наиболее вероятен процесс окисления воды.

Теоретически возможные процессы восстановления на катоде:

а) Cu² 2ē → Cu⁰ ( = 0,34 B);

б) 2Н₂О 2ē → Н₂ 2ОН^– ( = -0,41 В).

Так как значительно больше , то практически на катоде протекает восстановление ионов меди. Таким образом, реально протекающие процессы на электродах имеют вид:

С учётом имеющихся в растворе сульфат-ионов перейдём от сокращённого ионного уравнения к полному ионному, а затем к молекулярному:

2Н₂О 2Сu² О₂ 4H 2Сu² ;

2Н₂О 2СuSO₄ О₂ 2H₂SO₄ 2Cu.

Итак, на аноде выделяется газообразный кислород, в прианодном пространстве накапливается раствор серной кислоты (вторичный продукт электролиза), а на катоде осаждается медь.

Для качественного предсказания результатов электролиза можно исходить из следующего:

– при электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы этих солей;

– при электролизе кислородсодержащих кислот и их солей, HF и фторидов на аноде происходит окисление молекул воды или ионов OH^– с выделением кислорода;

– на катоде будет восстанавливаться металл, если он в ряду напряжений находится от олова и далее;

– на катоде будет происходить восстановление молекул воды, если металл в ряду напряжений стоит до титана (алюминия) включительно;

– если металл находится в средней части ряда напряжений (от Al до Sn), то возможно как восстановление катиона металла, так и восстановление молекул воды.

Пример 4. Электролиз раствора Pb(NO₃)₂.

Pb(NO₃)₂ ⇄ Pb² 2NO .

Так как NO является кислородсодержащим анионом, то анодным процессом является окисление воды. Свинец в ряду напряжений находится за оловом, значит катодным процессом будет восстановление катиона Рb² .

2H₂O 2Pb² O₂ 4H 2Pb⁰;

2H₂O 2Pb² 4 O₂ 4H 4 2Pb⁰;

2 H₂O 2Pb(NO₃)₂ O₂ 4 HNO₃ 2Pb.

Продукты электролиза – металлический свинец и газообразный кислород. В прианодном пространстве накапливается раствор азотной кислоты.

Пример 5.Электролиз раствора NiCl₂.

NiCl₂ ⇄ Ni² 2Cl .

Некислородсодержащийся хлорид-ион окисляется на аноде. Так как никель находится в средней части ряда напряжений, то в зависимости от условий электролиза возможно как восстановление ионов Ni² , так и молекул воды. Эти процессы могут протекать и параллельно.

А( ): 2Cl — 2ē = Cl₂;

K(-): a) Ni² 2ē = Ni⁰;

б) 2Н₂О 2ē = Н₂ 2Н₂О.

В таких случаях суммарное уравнение не составляется.

Однако не во всех случаях электродные потенциалы окисления материала анода значительно выше , т.е. являются нерастворимыми (из графита, платиновых металлов, золота, специальных сортов нержавеющего железа). Электролиз с использованием растворимых анодов (медь, цинк, кадмий, никель и др.) является наиболее сложным.

Пример 6.Электролиз раствора CuSO₄ с медным анодом

Cu Cu² → Cu² Cu⁰

Масса вещества (m), выделяющаяся на электродах, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор электролита (закон Фарадея):

где М_Э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль;

Q – количество электричества, кулон (Q = J_(a) ∙ t_c);

F – число Фарадея (96500 Кл/моль).

Самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического или электрохимического воздействия окружающей среды называется коррозией.

В зависимости от характера внешней среды по механизму протекания коррозия может быть химической или электрохимической.

Химическая коррозия развивается в отсутствие электролитов, т.е. характерна для сред, которые не проводят электрический ток. По условиям протекания различают газовую коррозию и коррозию в жидких агрессивных неэлектролитах. Коррозионные процессы при этом заключаются в окислительно-восстановительных реакциях, при которых электроны непосредственно переходят от металла к окислителю окружающей среды, например:

2Zn⁰ = 2 ;

2Fe⁰ 3 = 2 .

Электрохимическая коррозия развивается в средах, имеющих ионную проводимость (в растворах электролитов, атмосфере влажного газа, почве). Электрохимическая коррозия имеет много аналогий с работой гальванического элемента: окисление восстановителя (анодное окисление металла), восстановление окислителя (катодное восстановление веществ из окружающей среды), движение ионов, переход электронов от анодных участков к катодным. Отличием является отсутствие внешней цепи. Роль анода выполняет более активный металл из нескольких, участвующих в контакте или входящих в состав сплава. Катодом является менее активный металл или различные включения – графит, цементит (Fe₃C), шлак, ржавчина и т.д. В последних случаях образуется множество микрогальванических элементов. В общем случае электродные процессы при коррозии могут отражаться следующими уравнениями:

Анодные процессы: Me – nē → Меⁿ .

Катодные процессы: а) 2H₂O O₂ 4ē = 4OH^– (во влажной атмосфере); б) 2H₂O 2ē = H₂ 2OH^– (в отсутствие кислорода); в) 2H 2ē = H₂ (в кислой среде).

Скорость коррозии возрастает с увеличением температуры, концентрации окислителей и веществ, препятствующих образованию пассивирующей плёнки (Cl^–, CN^–, NH₃), разности потенциалов катодных и анодных участков.

Комплексные соединения

Методика решения типовых заданий

Задание.Каким образом протекает коррозия железа в контакте с медью в атмосфере и в кислой среде?

Решение:

Подвергаться разрушению будет железо, как более активный металл:

Анод (Fe): Fe – 2ē = Fe² .

Электроны переходят от железа к меди (катоду), на котором происходит восстановление растворённого в воде кислорода:

Катод (Cu): 2H₂O O₂ 4ē = 4OH^– .

В результате движения ионов образуется гидроксид железа (II):

Fe² 2OH^– = Fe(OH)₂.

В данном конкретном случае из-за склонности Fe(OH)₂ к окислению и неустойчивости возможны вторичные процессы:

4Fe(OH)₂ O₂ 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Fe(OH)₃ = H₂O FeООН.

В кислой среде для данной контактирующей пары металлов процессы имели бы вид:

Анод (Fe): Fe – 2ē = Fe² ;

Катод (Cu): 2H 2ē = H₂↑.

Задания к самостоятельной работе

81. Составьте схему электролиза расплава и водного раствора KOH (анод угольный).

82. Какие процессы протекают на платиновых электродах при электролизе водного раствора NiSO₄?

83. При электролизе водного раствора хлорида кальция на одном из угольных электродов выделилось 14,2 г хлора. Какой газ и в каком объёме выделился на другом электроде?

84. Составьте схемы электролиза водных растворов CuCl₂ и Pb(NO₃)₂ с платиновыми электродами.

85. Составьте схемы электролиза водных растворов AgNO₃, если: а) анод угольный; б) анод серебряный.

86. Вычислите массу металла, выделившегося на катоде, и объём газа, образовавшегося на аноде при пропускании тока силой 5 А через раствор нитрата меди (II) в течение 30 минут.

87. При электролизе соли некоторого двухвалентного металла в течение 1,0 часа при силе тока 1,5 А выделилось 1,8 г этого металла. Что это за металл?

88. Составьте уравнения процессов, протекающих при атмосферной коррозии лужёного железа при нарушении покрытия.

89. Железное изделие частично покрыто никелем. Какое это покрытие – анодное или катодное? Составьте уравнения процессов, протекающих при коррозии этого изделия в атмосфере и в соляной кислоте.

90. В раствор серной кислоты поместили две цинковые пластинки, одна из которых частично покрыта медью. В каком случае процесс коррозии будет интенсивнее? Почему?

Комплексными называются соединения, содержащие комплексные ионы, способные самостоятельно существовать в растворах. В структуре комплексных соединений различают координационную (внутреннюю) сферу – группировку, состоящую из центральной частицы – комплексообразователя – и окружающих его лигандов.

В формулах комплексных соединений координационная сфера обозначается квадратными скобками. Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, называется координационным числом. Ионы, находящиеся за пределом внутренней сферы, образуют внешнюю сферу комплекса.

Комплексообразование особенно характерно для ионов переходных металлов, в частности для ионов Cu² , Ag , Au³ , Cr³ , Zn² , Fe² , Fe³ и др.

Лигандами в комплексных соединениях часто бывают ионы галогенов, CN^–, SCN^–, , OH^–, , , а также нейтральные молекулы, например H₂O, NH₃.

Координационное число (К.Ч.) определяется зарядом и размерами комплексообразователя и лигандов.

Строение комплексных соединений рассмотрим на примере Na[Cr(NH₃)₂Cl₄].

Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. В зависимости от знака заряда комплексного иона различают комплексы:

а) катионные – [Сu(NH₃)₄]Cl₂, [Cr(H₂O)₆](NO₃)₃ и т.п.;

б) анионные – Na[Cu(NH₃)Cl₃], К₄[Fe(CN)₆] и т.п.;

в) нейтральные – [Zn(NH₃)₂Cl₂], [Pt(NH₃)₂Cl₂].

Связь между комплексообразователем и лигандами – донорно-акце-пторная, а между внутренней и внешней сферами – ионная, поэтому комплексные соединения в растворах диссоциируют на комплексные ионы и ионы внешней сферы. Нейтральные комплексы являются неэлектролитами.

Например: [Cr(NH₃)₄Cl₂]Cl ⇄ [Cr(NH₃)₄Cl₂] Cl^¯.

Устойчивость комплексных ионов неодинакова и определяется величиной константы нестойкости (К_н).

[Cr(NH₃)₄Cl₂] ⇄ Cr³ 4 NH₃⁰ 2Cl¯;

.

Чем меньше значение К_нест., тем более устойчив комплексный ион.

От комплексных солей следует отличать двойные соли,которые в водном растворе диссоциируют на все виды ионов, входящих в их состав:

КАl(SO₄)₂⇄ K Al³ 2SO₄^2-.

Задание.Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя, а также заряд комплексного иона в соединении [Сг(NНз)₆]С1₃. Напишите уравнение диссоциации его в водном растворе и выражение для константы нестойкости.

Решение: Комплексные соединения в растворах диссоциируют в основном на комплексные ионы и ионы внешней сферы (первичная диссоциация):

[Cr(NH₃)₆[Cl₃ ⇄ [Cr(NH₃)₆]³ 3Cl^—.

Так как во внешней сфере три иона С1^—, то заряд комплексного иона равен 3. Вычисляем заряд иона хрома: х 0= 3; x= 3. Следовательно, степень окисления хрома (заряд иона) равен 3. Координационное число иона Cr³ равно 6. Ион [Сг(NН₃)₆]³ является слабым электролитом, но в незначительной степени обратимо диссоциирует по второй ступени:

[Cr(NH₃)₆]³ ⇄ Cr³ 6NH₃.

Поскольку процесс вторичной диссоциации обратим, для него можно написать выражение константы равновесия в виде

.

Задания к самостоятельной работе

91. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих соединениях [Co(NH₃)₂(NO₂)₂]Cl, K[Cr(H₂O)₂Br₄], K₂[Co(NH₃)₂(NO₂)₄].

92. Чему равна степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединении [Co(H₂O)₂(NH₃)₄]Cl₃? Напишите выражение для константы нестойкости комплексного иона.

93. Для соединения [Pt(NH₃)₄Cl₂]Сl₂ приведите уравнения первичной диссоциации, диссоциации комплексного иона, выражение для константы нестойкости.

94. Чему равна степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединении Na₃[AlF₆]? Напишите выражение для константы нестойкости комплексного иона.

95. Напишите координационную формулу соединения KCl·PtCl₄·NH₃. Как это вещество диссоциирует в растворах? Приведите выражение для константы нестойкости комплексного иона.

96. Назовите следующие комплексные соединения: K₄[Fe(CN)₆], K₂[Co(NH₃)₂(NO₂)₄], [Pb(NH₃)₃Cl]Cl. Приведите уравнения их первичной диссоциации в растворе.

97. Приведите уравнения первичной диссоциации комплексных ионов следующих соединений: хлорид гексааминокобальта (III); трифторгидроксобериллат магния.

98. Приведите уравнения первичной диссоциации комплексных ионов следующих соединений: нитрат диакватетраамин никеля (II), тетрагидроксоцинкат натрия.

99. Составьте координационные формулы солей, отвечающих составу СoBrSO₄ 5NH_3. Как диссоциируют эти соли в растворе? Координационное число равно шести.

100. Составьте координационные формулы солей, отвечающих составу СoСlSO₄·3NH₃ ·2H₂O_. Как диссоциируют эти соли в растворе? Координационное число равно шести.

Электронные образовательные ресурсы

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

Таблица вариантов заданий

для самостоятельной работы*

Основная литература

1. Глинка, Н.Л. Общая химия : учеб. для вузов / Н.Л. Глинка ; под ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова. – 18-е изд., перераб. и доп. – М. : Юрайт, 2022. – 898 с. : ил. – (Основы наук). – Библиогр. : с. 886. – Доп. М-вом высш. и сред. спец. образования СССР. – ISBN 978-5-9916-1221-0 (Изд-во «Юрайт»). – ISBN 978-5-9692-1153-7 (ИД Юрайт) : 331-21.

2. Будяк, Е.В. Общая химия : учеб.-метод. пособие для вузов / Е.В. Бу-дяк. – 3-е изд., перераб. и доп. – СПб. : Лань, 2022. – 384 с. : ил. CD-ROM. – Библиогр. : с. 377–378. – ISBN 978-5-8114-1137-5 : 724-08.

Дополнительная литература

3. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии : учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. – Изд. стер. – М. : КНОРУС, 2022. – 240 с. : ил. – ISBN 978-5-406-00810-2 : 278-00. с.

4. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия : учеб. / Н.С. Ахметов. – 8-е изд., стер. – СПб. : Изд-во «Лань», 2022. – 752 c. – http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_id=50684

5. Гельфман, М.И. Неорганическая химия : учеб. пособие / М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. – 2-е изд., стер. – СПб. : Изд-во «Лань», 2009. – 528 с. – URL : http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_id=4030

6. Павлов, Н.Н. Общая и неорганическая химия : учеб. / Н.Н. Павлов. – 3-е изд., испр. и доп. – СПб. : Изд-во «Лань», 2022. – 496 с. – URL : http://e.lanbook.com/books/element.php?pl1_id=4034