Задачи 61—80

Принимая во внимание значение относительных электроотрица­тельностей (приложение 1), определите, какой тип химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) имеет место в указанных соединениях (табл. 3). В случае ковалент­ной полярной или ионной связи укажите направление смещения электронов. В случае ковалентной связи постройте электронные схемы молекул, схемы перекрывания электронных орбиталей и оп­ределите геометрическую форму молекулы.

Т а б л и ц а 3

Тема 5. Окислительно-восстановительные

реак­ции

Теоретические основы

Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстанови-тельными. Окисление — это процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление — это процесс присое­динения электронов, сопровождающийся понижением степени окис­ления элемента. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее вос­станавливающийся элемент, — окислителем («восстановитель окисля­ется, окислитель восстанавливается»).

Степенью окисления называется условный заряд атома в соеди­нении, рассчитанный из предположения, что все связи в нём ион­ного типа. При расчёте степеней окисления нужно учитывать сле­дующее.

1. В простых веществах степени окисления элементов всегда равны нулю: Fe^o, P₄^o, He^o, O₂^o, N₂^o, H₂^o, C^o.

2. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисле­ния +1: H⁺¹Cl, H⁺¹₂O, NaOH⁺¹, а в соединениях с металлами — -1: NaH^-1, Ca H^-1₂.

3. Кислород в соединениях характеризуется степенью окисле­ния -2: FeO^-2, P₂O^-2₅, H₂SO^-2₄, Ca(NO^-2₃)₂. Исключение состав­ляют пероксиды (H⁺¹₂О^-1₂, Ва⁺²О^-1₂) и фторид кислорода (О⁺²F^-1₂).

4. Элементы главных подгрупп I, II и III групп периодической системы имеют постоянные степени окисления, равные номеру группы: Na⁺¹Cl, Mg⁺² ₂O₃, Al⁺³₂(SO₄)₃.

5. Сумма положительных и отрицательных «зарядов» на всех атомах в молекуле равна нулю.

Для элементов с непостоянной степенью окисления её значение можно подсчитать по формуле соединения. Определим в качестве примера степень окисления серы в H₂S, SO₂, SO₃, H₂SO₃, H₂SO₄. Обозначим её через c. Зная, что степень окисления водорода равна +1, а кислорода -2, получим:

H₂S c_(S) + 2(+1) = 0, откуда c_(S) = -2

SO₂ c_(S) + 2(-2) = 0, откуда c_(S) = +4

SO₃ c_(S) + 3(-2) = 0, откуда c_(S) = +6

H₂SO₃ c_(S) + 2(+1) + 3(-2) = 0, откуда c_(S) = +4

H₂SO₄ c_(S) + 2(+1) + 4(-2) = 0, откуда c_(S) = +6

Окислительно-восстановительные свойства веществ зависят от ве­личин степеней окисления входящих в него атомов. Атом в высшей степени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только окислителем
(S⁺⁶ + 2 ¾ ® S⁺⁴). Атом в низшей сте­пени окисления может только отдавать электроны, то есть может быть только восстановителем (S^-2 - 2 ¾ ® S^o). Если степень окисления атома промежуточная, он может как отдавать, так и принимать электроны, проявляя окислительно-восстановительную двойственность. Например, в реакции SO₂ + O₂ ¾ ® SO₃ оксид серы (IV) за счёт атома S(+4) проявляет свойства восстано­вителя, подвергаясь окислению:

S⁺⁴ - 2 ¾ ® S⁺⁶.

А в реакции SO₂ + Н₂S ¾ ® S^o + Н₂О оксид серы (IV) проявляет свойства окислителя, подвергаясь восстановлению: S⁺⁴ + 4 ¾ ® S^o.

Кислород проявляет положительную степень окисления только в соединении со фтором, поэтому нулевая сте-

пень окисления для ки­слорода практически является максимальной. Следовательно, свобод­ный кислород может быть только окислителем и подвергаться вос­становлению:
O^o₂ + 4 ¾ ® 2О^-2.

Коэффициенты в уравнении окислительно-восстанови-тельной ре­акции можно расставить с помощью метода электронного баланса. Метод основан на том, что общее число электронов, отдаваемых восстановителями и принимаемых окислителями в одной и той же реакции должно быть одинаковым. При этом рекомендуется при­держиваться следующих правил.

1. Для данной схемы реакции определить окислитель и восстано­витель, подсчитав степени окисления элементов до и после реакции. Например, в реакции, протекающей по схеме

KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₄ + H₂SO₄ ¾ ®

¾ ® Mn⁺²SO₄ + Na₂S⁺⁶O₄ + K₂SO₄ + H₂O

изменяют степень окисления только марганец и сера.

2. Составить электронные уравнения процессов окисления и вос­становления:

Mn⁺⁷ + 5 ¾ ® Mn⁺² окислитель (восстановление) (1)

S⁺⁴ - 2 ¾ ® S⁺⁶ восстановитель (окисление) (2)

3. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа принятых (уравнение 1) и отданных (уравнение 2) электронов и с его помо­щью расставить множители для обоих уравнений: НОК для 5 и 2 равно 10, множитель для уравнения
(1) - 10: 5 = 2, множи­тель для уравнения (2) - 10: 2 = 5.

Mn⁺⁷ + 5 ¾ ® Mn⁺² 2

S⁺⁴ - 2 ¾ ® S⁺⁶ 5

2 Mn⁺⁷ + 5 S⁺⁴ ¾ ® 2 Mn⁺² + 5 S⁺⁶

Такая процедура получила название «составление электронного ба­ланса».

4. Найденные коэффициенты подставить в уравнение реакции:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

5. Подобрать остальные коэффициенты в следующем порядке:

— перед соединениями, содержащими атомы металлов (в данном примере 1 перед K₂SO₄);

— перед формулой вещества, создающего среду в растворе (в на­шем случае перед формулой H₂SO₄ необходим коэффициент 3, так как на связывание ионов Mn⁺² и К⁺ идёт три моля кислоты);

— перед формулой воды — по числу атомов водорода (3).

6. Проверить правильность расстановки коэффициентов, подсчи­тав суммарное число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Нередко ограничиваются подсчётом числа атомов кислорода в исходных веществах и продуктах реакции.

Окончательный вид уравнения:

2KMnO₄ +5Na₂SO₃ +3H₂SO₄ ═ 2MnSO₄ +5Na₂SO₄ +K₂SO₄ + 3H₂O

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются из три типа:

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях обмен электронами происходит между различ­ными молекулами разных веществ. К этому типу относятся выше приведённая реакция, а также следующий пример: +2

Cu⁺²SO₄ + Zn⁰ ═ Zn⁺²SO₄ + Cu⁰

-2

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В таких реакциях окислитель и восстановитель входят в состав од­ного вещества. Например:

+6

2KCl⁺⁵O^-2₃ ═ 2KCl^-1 + 3O⁰₂

-2

3. Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-само­восстановления). В таких реакциях молекулы одного и того же ве­щества взаимодействуют друг с другом как окислитель и восстано­витель. Диспропорционированию подвергаются подвергаются веще­ства, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, на­пример:

+2

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O ═ 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

-1

Задачи 81—100

Для реакций, схемы которых указаны ниже, составьте уравнения методом электронного баланса. Укажите типы реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое — восстановителем и почему.

С х е м ы р е а к ц и й

81. K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

S + NaOH ® Na₂S + Na₂SO₄ + H₂O

82. KClO₃ + MnO₂ + KOH ® K₂MnO₄ + KCl + H₂O

HgO ® Hg + O₂

83. FeCO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + CO₂ + MnSO₄ + + K₂SO₄ + H₂O

Cl₂ + KOH ® KCl + KClO₃ + H₂O

84. Zn + HNO₃ ® NH₄NO₃ + Zn(NO₃)₂ + H₂O

HNO₂ ® HNO₃ + NO + H₂O

85. Ca₃(PO₄)₂ + SiO₂ + C ® CaSiO₃ + CO₂ + P

PCl₃ + Cl₂ ® PCl₅

86. HJ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® J₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

NaClO ® NaClO₃ + NaCl

87. AsH₃ + AgNO₃ + H₂O ® H₃AsO₄ + Ag + HNO₃

H₂O₂ ® H₂O + O₂

88. Cr + NaNO₃ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaNO₂ + H₂O

K₂SO₃ ® K₂SO₄ + K₂S

89. KMnO₄ +H₃PO₃ +H₂SO₄ ® H₃PO₄ +MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

NO₂ + H₂O ® HNO₂ + HNO₃

90. K₂Cr₂O₇ +H₃PO₃ +H₂SO₄ ®H₃PO₄ +Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+ H₂O

AgNO₃ ® Ag + NO₂ + O₂

91. KMnO₄ + HCl ® MnCl₂ + KCl + Cl₂ + H₂O

P + H₂O ® H₃PO₃ + PH₃

92. NaCrO₂ + H₂O₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + H₂O

Pb(NO₃)₂ ® PbO + NO₂ + O₂

93. AsH₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + NO₂ + H₂O

FeSO₄ ® Fe₂O₃ + SO₂ + SO₃

94. KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH ® K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

NH₄NO₃ ® N₂O + H₂O

95. K₂Cr₂O₇ + H₂S +H₂SO₄ ® S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

NH₃ ® N₂ + H₂

96. K₂Cr₂O₇ + HCl ® CrCl₃ + KCl + Cl₂ + H₂O

KOH + Se ® K₂Se + K₂SeO₃ + H₂O

97. MnO₂ + K₂CO₃ + KNO₃ ® K₂MnO₄ + KNO₂ + CO₂

H₂MnO₄ ® HMnO₄ + MnO₂ + H₂O

98. KMnO₄ +H₃AsO₃ +H₂SO₄ ®H₃AsO₄ +MnSO₄+K₂SO₄ +H₂O

KBrO ® KBrO₃ + KBr

99. PbS + HNO₃ ® S + Pb(NO₃)₂ + NO + H₂O

KMnO₄ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

100. MnSO₄ +HNO₃+PbO₂ ®HMnO₄ +Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O

HNO₃ ® NO₂ + O₂ + H₂O

Тема 6. Химические свойства элементов

и их соединений

Теоретические основы

К металлам относятся химические элементы с небольшим числом электронов (1...3) на наружном энергетическом уровне их атомов. Эти внешние электроны относительно слабо удерживаются ядром атома. Типичными металлами является большинство s-элементов (щелочные и щелочно-земельные металлы), атомы которых легко теряют валентные электроны, что отражается в низких значениях их электроотрицательности (см. приложение 1). Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма, как р-элементы проявляют уже амфотерные (т.е. металлические и неметаллические) свойства. В периодах, начиная с 3-его, между s-элементами и перечисленными амфотерными элементами располагаются d-элементы, для которых более характерны металлические, чем неметаллические свойства. В периодах с увеличением порядкового номера элемента, металлические свойства ослабевают, в группах, напротив, усиливаются. Если рассматривать только главные подгруппы, граница между металлами и неметаллами проходит примерно по диагонали В ¾ At. Побочные подгруппы включают только металлы.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы выступают в роли восстановителей: Ме^о - n ® Meⁿ⁺.

Неметаллические простые вещества часто проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. в зависимости от условий, могут отдавать или принимать электроны, повышая или понижая степень окисления. Например:

S^2- S⁰ S⁺⁴ S⁺⁶

восстановление окисление

Для металлов характерны реакции с окислителями-неметаллами:

Mn + Cl₂ ® MnCl₂

3Mg + N₂ ® Mg₃N₂

2Zn + O₂ ® 2ZnO

Fe + S ® FeS

Неметаллы взаимодействуют как с окислителями, так и с восстановителями: S + O₂ ® SO₂ (S - восстановитель)

S + Н₂ ® Н₂S (S - окислитель)

Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами протекает по-разному, в зависимости от активности металлов и их свойств, определяемых положением в периодической системе.

Высокоактивные металлы (щелочные и щелочно-земельные) разлагают воду с вытеснением водорода и образованием гидроксидов:

2Na + 2H₂O ® 2NaOH + H₂­

С растворами щелочей могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды:

Zn + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Zn (OH)₄] + H₂­

С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты.

Металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (j^о ≤ 0 В), могут вытеснять водород из растворов галогеноводородных и серной кислот.

Cr + 2HCl ® CrCl₂ + H₂­

Mn + H₂SO₄ ® MnSO₄ + H₂­

Концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до S⁰, S^2- или до S⁺⁴:

4Zn + 5H₂SO₄ ® 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Концентрированная серная кислота может при нагревании окислять металлы, которые в электрохимическом ряду, напряжений, находятся после водорода:

Сu + 2H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Азотная кислота является сильнейшим окислителем и при взаимодействии с металлами может восстанавливаться до солей аммония и оксидов азота (N₂O, NO, NO₂) в зависимости от активности металла и концентрации кислоты.

4Zn + 10HNO_{3 разб} ® 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

4Zn + 10HNO_{3 конц} ® 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

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

Cu + 4HNO_{3 конц} ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Окислительную способность азотной кислоты можно усилить, добавив к ней соляной кислоты («царская водка») или HF. Эти смеси растворяют самые пассивные металлы (Au, Pt).

Оксиды неметаллов имеют кислотный характер, а соответствующие им гидроксиды являются кислотами. Например, N₂O₅ — оксид азота (V), ему соответствует азотная кислота HNO₃: N₂O₅ + H₂O ® 2HNO₃

Оксиды и гидроксиды металлов могут быть основными (ВаО, K₂O), амфотерными (ZnO, Al₂O₃) и кислотными (CrO₃, Mn₂O₇).

Способность гидроксидов диссоциировать по кислотному типу тем больше, чем больше степень окисления атома металла и чем меньше его радиус. Поэтому в периоде с увеличением порядкового номера элемента усиливаются кислотные свойства соединений и ослабевают основные. Например: NaOH, Mg(OH)₂ — основания

Al(OH)₃ — амфотерный гидроксид

H₂SiO₃, H₃PO₄, H₂SO₄, HClO₄ — кислоты.

В группе с ростом порядкового номера элемента для однотипно построенных гидроксидов кислотные свойства ослабевают, основные — усиливаются. Например:

HNO₃, H₃PO_{4 —} кислоты

As(OH)₃, Sb(OH)₃ — амфотерные гидроксиды

Bi(OH)₃ — основание.

Если один и тот же элемент в разных степенях окисления образует несколько оксидов и гидроксидов, то кислотные свойства усиливаются с увеличением степени окисления. Например:

Cr⁺²(OH)₂ Cr⁺³(OH)₃ H₂Cr⁺⁶O₄

основание амфотерный гидроксид кислота

Соединения основного характера взаимодействуют с веществами кислотного характера с образованием солей. Амфотерные соединения могут реагировать как с кислотными, так и с основными.

Так, основные оксиды способны взаимодействовать с образованием солей:

а) с амфотерными оксидами: Na₂O + BeO Na₂BeO₂ (1)

б) с кислотными оксидами: CaO + CO₂ ® CaCO₃ (2)

в) с кислотами: CuO + 2HCl ® CuCl₂ + H₂O (3)

г) с амфотерными гидроксидами:

Na₂O + Zn(OH)₂ ® Na₂ZnO₂ + H₂O (4)

Характерными свойствами кислотных оксидов является их реакции:

а) с амфотерными и основными оксидами:

SiO₂ + BeO BeSiO₃ (5)

б) с основными гидроксидами:

SO₂ + 2КОН ® К₂SO₃ + H₂O (6)

в) с амфотерными гидроксидами:

3SO₃ + 2Al(ОН)₃ ® Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O (7)

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями, образуя при этом соли. Например, оксид цинка в реакции:

ZnO + 2KOH ® K₂ZnO₂ + H₂O (8)

проявляет свойства кислотного оксида, а в реакции

ZnO + Н₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O (9)

— свойства основного оксида.

Многие оксиды растворяются в воде с образованием соответствующих кислот и щелочей:

SO₃ + H₂O ® Н₂SO₄ (10)

K₂O + H₂O ® 2KOH (11)

В реакции (11) вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

К важнейшим химическим свойствами оснований относится их способность взаимодействовать с образованием солей:

а) с кислотами:

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + H₂O (12)

б) с амфотерными гидроксидами:

2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂ZnO₂ + 2H₂O (13)

а также с кислотными и амфотерными оксидами (реакции 6 и 8, соответственно).

Амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать не только с основаниями, но и с кислотами:

Al(OH)₃ + 3HCl ® AlCl₃ + 3H₂O (14)

Помимо перечисленных выше реакций, соли можно получить также следующими способами:

а) взаимодействие гидроксида (щёлочи) с солью:

2KOH + FeSO₄ ® Fe(OH)₂ + K₂SO₄ (15)

б) взаимодействие кислоты с солью:

HCl + AgNO₃ ® AgCl + HNO₃ (16)

в) взаимодействие соли с солью:

BaCl₂ + K₂SO₄ ® BaSO₄ + 2KCl (17)

Реакции в растворах электролитов (15, 16, 17) происходят в тех случаях, когда в числе продуктов есть слабый электролит, труднорастворимое или газообразное соединение.

За исключением солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами. Все соли при растворении подвергаются гидролизу:

Na₂S + H₂O ® NaHS + NaOH (18a)

CuCl₂ + H₂O ® CuOHCl + HCl (18б)

Подробнее о гидролизе солей см. [1], c. 234—238.

С химическими свойствами соединений отдельных классов удобно знакомиться, используя таблицу 4. Приведённые в ней цифры означают возможность взаимодействия и соответствуют номеру описанных в тексте химических реакций.

Т а б л и ц а 4

Химические свойства неорганических соединений

Задачи 101—120

Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить ниже приведённые превращения. Для окислительно-восстановительных реакций составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты методом электронного баланса.

Схемы превращений

101. Na₂O ® NaOH ® Na₂CO₃ ® NaHCO₃ ® CO₂

102. CaO ® Ca(OH)₂ ® Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃ ® CaO

103. Cu ® Cu(NO₃)₂ ® CuO ® CuCl₂ ® Cu(OH)₂

104. Al ® Al₂(SO₄)₃ ® Al(OH) ₃ ® Na[Al(OH)₄] ® AlCl₃

105. S ® SO₂ ® SO₃ ® H₂SO₄ ® CuSO₄

106. Si ® SiO₂ ® Na₂SiO₃ ® H₂SiO₃ ® K₂SiO₃

107. FeS₂ ® Fe₂O₃ ® FeCl₃ ® FeCl₂ ® Fe(OH)₂

108. Zn ® ZnSO₄ ® Na₂[Zn(OH)₄] ® ZnCl₂ ® ZnS

109. C ® CO ® CO₂ ® CaCO₃ ® Ca(HCO₃)₂

110. Fe(OH)₃ ® FeOH(NO₃)₂ ® Fe(NO₃)₃ ® Fe₂O₃ ®

® Fe₂(SO₄)₃

111. H₂SO₃ ® NaHSO₃ ® Na₂SO₄ ® BaSO₄

112. P ® P₂O₃ ® P₂O₅ ® H₃PO₄ ® Ca₃(PO₄)₂

113. N₂ ® NH₃ ® NH₄OH ® NH₄NO₃ ® N₂O

114. S ® FeS ® H₂S ® SO₂ ® Ca(HSO₃)₂

115. N₂O₅ ® HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ ® Cu(OH)₂ ® CuO

116. Fe ® FeO ® FeSO₄ ® Fe(OH)₂ ® Fe(OH)₃

117. Zn ® Na₂[Zn(OH)₄] ® ZnCl₂ ® Zn(OH)₂ ® ZnO

118. Cr ® CrCl₂ ® Cr(OH)₂ ® Cr(OH)₃ ® Cr(NO₃)₃

119. PbO₂ ® Pb(NO₃)₂ ® Pb(OH)₂ ® PbCl₂ ® PbSO₄

120. Cr ® CrCl₃ ® Cr(OH)₃ ® Na₃[Cr(OH)₆] ® Na₂CrO₄

Т е м а 7. Р а с т в о р ы

Теоретические основы

Многие химические реакции протекают в растворах. В истинных растворах растворённое вещество диспергировано до его мельчайших частиц (молекул, ионов или атомов). Истинными растворами называются гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.

Состав раствора выражают концентрацией растворённых веществ. Основными способами выражения концентрации являются:

где m_р — масса раствора (например, в граммах), m_А — масса растворителя (г), m_в — масса растворенного вещества (г).

где M_в — молярная масса растворённого вещества (г/моль), V — объём раствора в литрах, r — плотность раствора (г/мл), причём количество вещества растворённого вещества:

3. Моляльность, или моляльная концентрация (С_m) — это количество вещества (n_в, моль) растворённого вещества, приходящееся на 1 кг растворителя (выражается в моль/кг):

где m_А — масса растворителя (кг).

4. Мольная доля растворённого вещества (c_в) – это отношение количества вещества растворённого вещества к сумме количества вещества всех веществ в растворе:

где n_А — количество вещества растворителя (моль), M_А — молярная масса растворителя (г/моль).

Очень разбавленные растворы (с низкой концентрацией растворенного вещества) по своим свойствам приближаются к идеальным растворам. В идеальных растворах каждый компонент ведёт себя независимо от других компонентов. В таких растворах силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы. Коллигативные (общие, или коллективные) свойства идеальных растворов зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворённых веществ. К ним, в частности, относятся повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов и осмотическое давление.

Температура кипения растворов выше температуры кипения растворителей. Согласно закону Рауля повышение температуры кипения DТ_кип пропорционально моляльности раствора и не зависит от природы растворенного вещества

где К _э - эбулиоскопическая постоянная растворителя.

Температура замерзания (кристаллизации) растворов ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистых растворителей. Согласно закону Рауля понижение температуры замерзания DТ_зам пропорционально моляльности раствора и не зависит от природы растворенного вещества

где К _к — криоскопическая постоянная растворителя.

Значения К _эи К _к (измеряются в кг× К/моль) зависят от природы растворителей. Например, для воды: К _э = 0, 52и К _к = 1, 86; для этанола: К _э = 1, 22и К _к = 1, 99.

Используя уравнения закона Рауля можно определить молярную массу растворенного вещества. Для этого экспериментально находят DТ_кип и DТ_зам. Зная массу растворенного вещества m_в и растворителя m_А, рассчитывают молекулярную массу растворенного вещества M_в по уравнению

где К º К _э или К º К _к.

Если раствор и растворитель разделены полупроницаемой мембраной, то возможен самопроизвольный переход молекул растворителя из растворителя в раствор. Односторонняя диффузия частиц через пористую перегородку получила название «осмос». Раствор при этом разбавляется, и высота его столба увеличивается. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением p, которое равно давлению столба раствора в осмометре высотой h. Согласно закону Вант-Гоффа осмотическое давление относительно чистого растворителя пропорционально молярной концентрации раствора

где R = 8, 314 Дж/К× моль — универсальная газовая постоянная, Т — абсолютная температура, С — молярная концентрация раствора.

Рис. 5. Схема осмометра

1 — вода;

2 — полупроницаемая мембрана;

3 — раствор.

Осмос играет важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды. Растворы сахара (сироп) и соли (рассол) широко применяются для консервирования продуктов, так как вызывают удаление воды из микроорганизмов.

Пример. Приготовлен раствор с плотностью r = 1, 01 г/мл из 1, 5 г глутаминовой кислоты (M_в = 147 г/моль) и 100 г воды (M_А = 18 г/моль). Рассчитать массовую и мольную доли глутаминовой кислоты в растворе, молярную и моляльную концентрации раствора, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания, а также величину осмотического давления, если мембрана пропускает только молекулы воды и температура опыта 25°С. Постоянные воды: К _э = 0, 52и К _к = 1, 86.

Массовая доля:

Мольная доля:

Моляльность:

Молярность:

Повышение температуры кипения:

Понижение температуры замерзания:

Осмотическое давление:

Задачи 121—140

По данным таблицы 6 рассчитайте массовую и мольную доли растворённого в 100 г воды (M_А = 18 г/моль) вещества, молярную и моляльную концентрации соответствующего раствора, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания, а также величину осмотического давления, если мембрана пропускает только молекулы воды и температура опыта 25°С. Постоянные воды: К _э = 0, 52и К _к = 1, 86.

Таблица 6

Контрольная работа № 2

Тема 8. Химическая термодинамика