Химия: избранные разделы общей физической и коллоидной химии


Министерство образования и науки Российской Федерации НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ









                ХИМИЯ





Избранные разделы общей, физической и коллоидной химии




Утверждено Редакционно-издательским советом университета в качестве учебного пособия




3-е издание












НОВОСИБИРСК
2011

УДК 541.1(075.8)
     Х465



Коллектив авторов:
О.В. Андрюшкова, Т.П Вострикова, А. В. Швырева, Е.Ю. Попова

Рецензенты:
В.Н. Паутов, канд. хим. наук, доц., Г. С. Качалова, канд. пед. наук, доц.


Работа подготовлена на кафедре химии для студентов, обучающихся по техническим специальностям и направлениям



Х465     Химия. Избранные разделы общей физической и колло       идной химии: учеб. пособие / О.В. Андрюшкова, Т.И. Вострикова, А.В. Швырева, Е.Ю. Попова. - 3-е изд. - Новосибирск : Изд-во НГТУ, 2011. - 160 с.
          ISBN978-5-7782-1581-8
          Учебное пособие содержит теоретический материал по разделам общей, физической и коллоидной химии, обучающие задачи, описание и порядок выполнения лабораторных работ, а также задания для самостоятельной работы студентов и вопросы для самоконтроля усвоения материала.
          Работа подготовлена коллективом преподавателей, ведущих педагогическую деятельность в НГТУ и НГМУ, и может быть рекомендована студентам этих вузов.
          Пособие предназначено для аудиторной и внеаудиторной самостоятельной работы студентов, обучающихся на дневном и заочном отделениях по техническим направлениям и специальностям.


ISBN 978-5-7782-1581-8

УДК 541.1(075.8)

             © Коллектив авторов, 2007, 2008, 2011
             © Новосибирский государственный
технический университет, 2007, 2008, 2011
                                      © Новосибирский государственный медицинский университет, 2007, 2008, 2011

Оглавление


    1. Окислительно-восстановительные реакции......
       1.1. Теоретическая часть....................
       1.2. Вопросы для самоконтроля...............
       1.3. Домашнее задание №1....................
       Лабораторная работа № 1.....................
    2. Химическая термодинамика....................
       2.1. Теоретическая часть....................
       2.2. Обучающие задачи.......................
       2.3. Вопросы для самоконтроля...............
       2.4. Домашнее задание № 2...................
       Лабораторная работа № 2.....................
    3. Химическая кинетика и химическое равновесие.
       3.1. Теоретическая часть....................
       3.2. Обучающие задачи.......................
       3.3. Вопросы для самоконтроля...............
       3.4. Домашнее задание № 3...................
       Лабораторная работа № 3.....................
    4. Растворы....................................
       4.1. Способы выражения концентраций растворов..
          4.1.1. Теоретическая часть...............
          4.1.2. Обучающие задачи..................
          4.1.3. Вопросы для самоконтроля..........
          4.1.4. Домашнее задание № 4..............
       4.2. Количественный анализ. Метод нейтрализации
          4.2.1 Теоретическая часть................

.. 6 .. 6 13 14 16 17 17 22 25 25 26 29 29 41 44 44 46 50 50 50 55 57 58 59 59

3

          4.2.2. Обучающие задачи.............................
          4.2.3. Домашнее задание № 5.........................
          Лабораторная работа № 4.............................
       4.3. Электролитическая диссоциация. Равновесие в водных растворах электролитов....................................
          4.3.1. Теоретическая часть..........................
          4.3.2. Обучающие задачи.............................
          4.3.3. Вопросы для самоконтроля.....................
          4.3.4. Домашнее задание № 6.........................
          Лабораторная работа № 5.............................
    5. Комплексные соединения.................................
       5.1. Теоретическая часть...............................
       5.2. Обучающие задачи..................................
       5.3. Вопросы для самоконтроля..........................
       5.4. Домашнее задание № 7..............................
       Лабораторная работа № 6................................
    6. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и электролитов ......................................................
       6.1. Теоретическая часть...............................
       6.2. Обучающие задачи..................................
       6.3. Вопросы для самоконтроля..........................
       6.4. Лабораторная работа № 7...........................
    7. Поверхностные явления и адсорбция......................
       7.1. Теоретическая часть...............................
       7.2. Вопросы для самоконтроля..........................
       7.3. Лабораторная работа № 8...........................
    8. Коллоидные системы.....................................
       8.1. Теоретическая часть...............................
       8.2. Обучающие задачи..................................
       8.3. Вопросы для самоконтроля..........................
       8.4. Домашнее задание № 8..............................
       Лабораторная работа № 9................................
    9. Электрохимические процессы.............................
       9.1. Гальванический элемент............................

60
65
65

68
68
76
78
78
81
82
82
86
88
88
90

.91 .91 ..93 ..94 .95 .96 .96 101 101 104 104 110 111 111 112 115 115

4

          9.1.1. Теоретическая часть................
          9.1.2. Обучающие задачи...................
          9.1.3. Вопросы для самоконтроля...........
          9.1.4. Домашнее задание № 9...............
          Лабораторная работа № 10..................
       9.2. Электролиз расплавов и растворов........
          9.2.1. Теоретическая часть................
          9.2.2. Обучающие задачи...................
          9.2.3. Вопросы для самоконтроля...........
          9.2.4. Домашнее задание № 10..............
          Лабораторная работа № 11..................
       9.3. Коррозия металлов и методы защиты от коррозии
          9.3.1. Теоретическая часть................
          9.3.2. Обучающие задачи...................
          9.3.3. Вопросы для самоконтроля...........
          9.3.4. Домашнее задание № 11..............
          Лабораторная работа № 12..................
       Список литературы............................
       Приложения...................................

115
118
120
120
121
123
123
126
130
131
132
133
133
137
140
140
141
144
145

   1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

   1. 1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Понятие об окислителях и восстановителях
   Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. В ОВР происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.
   Степень окисления - условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что она состоит из ионов. При расчете степени окисления исходят из электронейтральности молекул: сумма всех степеней окисления атомов в соединении равна нулю.
   Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом называется окислением: Э-пё—> Э⁺п , где Э - элемент-восстановитель.
   Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом называется восстановлением: Э + пё —> Э⁻п, где Э - элемент-окислитель.
   Атомы, ионы, молекулы, отдающие электроны, - восстановители (сами окисляются).
   Атомы, ионы, молекулы, принимающие электроны, - окислители (сами восстанавливаются).
   Окисление всегда сопряжено с восстановлением. Число электронов, участвующих в процессе окисления, равно числу электронов, участвующих в процессе восстановления.
   Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.


6

          ОКИСЛИТЕЛИ            ВОССТАНОВИТЕЛИ                    
1. Атомы и молекулы элементов   1. Атомы всех металлов.           
VI - VII групп (S, О2, CI2)     2. Отрицательно заряженные ионы   
2. Ионы металлов в высоких сте- неметаллов (S2-, С1-, Вг -)       
пенях окисления (Fe3+, Си2+)    3. Ионы металлов в низких степенях
3. Ионы, молекулы, содержащие   окисления (Fe2+, Мп2+)            
атомы металлов в высоких сте-   4. Ионы и молекулы, содержащие    
пенях окисления  (КМп+7О4,      атомы в промежуточных степе-      
К2СГ2+6О7)                      нях окисления (S'4O32 )           
4. Ионы, молекулы, содержащие   5. Н2,СО                          
атомы неметаллов в высоких                                        
степенях окисления (HN+5O3,                                       
H2S+6O4, КС1+5Оз)                                                 

   Окислителем или восстановителем, в зависимости от конкретных условий, могут выступать:
   а)     ионы металлов и неметаллов в промежуточной степени окисления.
   Например:
   Fe⁺² - 1 е⁻: Fe⁺³, где Fe⁺² - восстановитель, реакция окисления;
   Fe⁺² + 2е⁻ : Fe⁰, где Fe⁺² - окислитель, реакция восстановления;
   S⁺⁴ - 2е⁻ : S⁺⁶, где S⁺⁴ - восстановитель, реакция окисления;
   S⁺⁴ + 6е⁻ : S⁻², где S⁺⁴ - окислитель, реакция восстановления;
   б)     элементы главных подгрупп IV и V групп периодической системы элементов.
   1кшример:С-О->СО             С⁰--4е⁻: >С'А
где С⁰ - восстановитель, реакция окисления.
             С + 2Н2 :СН4
             С⁰ + 4е⁻ : С⁻⁴,
где С⁰ - окислитель, реакция восстановления.

7

Методы уравнивания окислительно-восстановительных реакций
   Подбор стехиометрических коэффициентов в ОВР можно проводить различными методами. Рассмотрим подробно метод электронного баланса на примере реакции

Са₃(РО₄)₂ + С + SiO₂ ^ CaSiO₃ + Р + СО.

   Порядок нахождения коэффициентов следующий:
   а)  определяем элементы, меняющие степень окисления, - это Р и С;
   б)     составляем электронные уравнения процессов восстановления и окисления, учитывая количество атомов восстановителя или окислителя в исходных молекулах:
   2Р⁺⁵ + 10е  2Р⁰, процесс восстановления, Р⁺⁵ - окислитель.
   С⁰ -2е   С⁺², процесс окисления, С⁰ - восстановитель;
   в)     находим наименьшее общее кратное, чтобы уравнять количество электронов в процессах окисления и восстановления:

2Р⁺⁵ + 10ё ^ 2Р⁰

10

1

> эти коэффициенты используем при

   С⁰ - 2е ^ С⁺²    ² ¹⁰ ⁵ J
уравнивании ОВР;
   г)     подставим найденные из электронного баланса коэффициенты в уравнение ОВР:

Са₃(РО4)2 + 5С + SiO2 ^ CaSiO₃ + 2Р + 5СО;

   д)     подбор следующих коэффициентов осуществляем в строгой последовательности :
   •      уравниваем катионы, не меняющие степень окисления (в данном случае это Са⁺²);
   •     уравниваем неметаллы, не меняющие степень окисления (Si⁺⁴);
   •     уравниваем атомы водорода (в данном случае они отсутствуют):

Саз(РО4)2 + 5С + 3SiO2 ^ 3CaSiOз + 2Р + 5СО;

   е) правильность подбора коэффициентов проверяем, просчитывая число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения. Если число атомов кислорода в правой и левой частях не совпадает, то необходимо начинать проверку с самого начала - с определения степени окисления.

8

    В некоторых реакциях кислоты, выступающие как окислитель (или восстановитель), могут выполнять и роль среды, выступая в качестве солеобразователя без изменения степени окисления, например:

    Си + HNO₃(KOH₄.)    Cu(NO₃)₂ + NO₂ + Н₂О

Си⁰-2ё—>Си⁺² 2
N⁺⁵ + e^N⁺⁴  1

1  Си⁰ - восстановитель, окисление
2 N⁺⁵ - окислитель, восстановление

   Си + 2HNO₃(OKIIC_) + 2HNO₃(CO]ᵢₑₒ₆ₚ_JIb) Cu(NO₃)2 + 2NO2 + 2Н2О
Итоговое уравнение: Си + 4HNO3 -+ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
   Рассмотрим еще один пример:
   KMnO4 + HQ -+ МпС12 + КС1 + + С12 + H-O

   Mn⁺⁷ + 5ё > Mn '
   С1⁻-ё—>С1⁰

5 1
1 5

2
10

2

   2KMnO4 + 10HQ + xHa^^eoep^Barenb) -+ 2МпС1' + КС1 + 5С1' + H'O.
Уравниваем катионы металла, не меняющего степень окисления (это К⁺):
    2KMnO4 + 10HG1 +xHGl₍C₀ₙB₀₆p!B₀B!Hₑₙb) 2МпС1' + 2КС1 + 5СП + ПО.
    Из правой части уравнения следует, что 6 молекул HQ используется для солеобразования, поэтому всего в левой части уравнения должно быть 16 молекул HQ. Осталось уравнять водород:
    2KMnO₄ + 16HO1 -> 2МпС1₂ + 2КС1 + 5С1₂ + 8H₂O.
    В качестве иллюстрации использования метода полуреакций для уравнивания ОВР рассмотрим последнюю реакцию:
    К\1п(): + HQ -+ МпС1' + КС1 + С1' + H'O
    Mn⁺⁷O₄⁻ + 5ё + 8H⁺ -> Mn⁺² + 4H₂O     5 2
    2С1⁻ 2ё > С1-                         2 5
    Число протонов H⁺ определяется тем, сколько молекул H₂O должно образоваться в правой части уравнения из четырех атомов кислорода, входящих в состав молекулы KMnO₄. Затем уравниваем число отданных и принятых электронов и подставляем полученные коэффициенты в ОВР:
2Mn⁺⁷O4⁻ +16H⁺ + 10С1⁻    2Mn⁺² + 8H'O + 5С1'.

9

И наконец итоговое уравнение:
2КМпО₄ + 16НС1 -+ 2МпС1₂ + 2КС1 + 5С1₂ + 8Н₂О.
   Рассмотрим еще пример: КС1О₃ + НС1 ^ КС1 + С1₂ + Н2О.
   С1⁺⁵Оз“ -6Н' -6с > С1⁻ + ЗН2О  6 1
   2С1⁻ 2с > С1-                  2 3

   С1Оз" + 6Н⁺ + 6С1⁻ ^ С1⁻ + ЗН2О + 3С12
   КС1Оз + 6НС1 ^ КС1 + 3Н₂О + 3С1₂
   Реакции термического разложения солей можно также уравнивать по балансу атомов, не участвующих в ОВР-.
Ва(Юз)2 -> Ва5(Ю6)2 + I2 + 0₂.
   Порядок нахождения коэффициентов следующий:
   а)  определяем элемент, не меняющий степень окисления - это Ва;
   б)     поскольку количество атомов Ва в правой части уравнения равно 5, следовательно, в левую часть уравнения также ставим коэффициент 5, чтобы уравнять число атомов Ва:
   5Ва(10з)2 -+ Ba5(IO6)2 + I2 + О2;
   в)     затем, учитывая, что число атомов йода в левой части уравнения равно 10, подставляем коэффициенты в правую часть уравнения. А поскольку 2 атома йода входят в состав Ba₅(IO₆)₂, значит, перед молекулой I₂ надо поставить коэффициент 4:
   5Ва(10з)2 -> Ba5(IO6)2 + 4I₂ + O2;
   г)     последний шаг - уравниваем число атомов кислорода. В левой части 30 атомов кислорода, в правой - 12 входят в состав Ва₅(10₆)₂, следовательно, недостающие 18 атомов можно получить, если перед молекулой кислорода поставить коэффициент 9. Итого:
   5Ва(10з)2 = Ва5(106)2 + 412 + 902.
   И, наконец, рассмотрим метод уравнивания ОВР, основанный на законе сохранения числа атомов в ходе химической реакции на примере реакции:
AS2S3 + 11X0; +Н2О  НзАзО4 + Н2804.

10

В этом случае алгоритм нахождения стехиометрических коэффициентов следующий:
   а) обозначим искомые коэффициенты уравнения переменными: х,, X2, хз, х4 и х₅:
   XiAs₂S₃ + X2HNO3 + XзН₂О X4H3ASO4 + XₛH₂SO₄;

б) составим уравнения материального баланса, отражающие сохра
нение числа атомов в ходе реакции для каждого элемента:   
по мышьяку:   2 х 1 = х4                                 
по сере:      3х 1 = х5                       41)        
по водороду:  х2 + 2 х3 = 3х4 + 2 х5                     
по кислороду: 3х2 + х3 = 4х4 + 4х5                       

   Таким образом, получаем систему из четырех уравнений, которую необходимо решить, чтобы найти значения переменных.
   в) выразим все переменные через х ,:

х4 = 2 х 1                х2 + 2 х3 = 12х il Подставим значение  
х5 = 3х 1                 4,             (2) ДЛЯ X3 в предпоследх2 + 2х3 = 3x2 х1 +2x3х1  ”3х2 + х3 = 20хiJ нее уравнение:       
3х2 + х3 = 4x2 х1 + 4x3х1 Выразимх2 их3: х2=12х,-2(20х,-3х2),    
                          х2 = 12 х i - 2 х3 Т(3^                
                          х3 = 20.v ,-3.vJ-         .,2 = 2; Х1  

   г)     чтобы стехиометрические коэффициенты имели целочисленные значения, пустьх ,= 5, тогда х₂ = 28, хз=16, х₄=10, а х5=15;
   д)     подставим полученные значения для стехиометрических коэффициентов в уравнение реакции:
5As₂S₃ + 28HNO3 +16Н₂О ->■ 10H₃AsO₄ + 15H₂SO₄;

   е)     правильность подбора коэффициентов проверяем, просчитывая число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения.


Влияние среды на восстановление некоторых окислителей
   В различных средах вещества могут проявлять различную окислительную способность; так, например, KMnO₄ в щелочной среде восстанавливается до MnO₄, в нейтральной среде - до MnO₂; в кислой среде - до Mn²⁺ (MnSO4).

11

   Пероксид водорода (Н₂О₂) в кислой среде восстанавливается по реакции
Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2e⁻ = 2Н2О,

а в нейтральной и щелочной средах: Н₂О₂ + 2е⁻ = 2ОН .


Классификация ОВР

   1.     Реакции межмолекулярного окисления-восстановления, когда -молекула-окислитель и молекула-восстановитель принадлежат разным веществам.
   Уравнивание проводим методом электронного баланса:
   2HN⁺³O₂ + H₂S⁻² > 2N⁺²OT + S4 + 2Н₂О

       N⁺³ + 1e⁻ > N⁺² 2 окислитель, восстановление

       S ² -2е⁻ > S⁰   1 восстановитель, окисление

   2KMnO₄+10FeSO₄ +8H2SO₄ >51'e.-(SO;); +2MnSO₄ +K2SO4 +8Н2О

\ln -5e > Mn '        5.2 ₁₀     2

окислитель, восстановление

Fe⁺²   1с > Fe⁺³

10 восстановитель, окисление

Наименьшее общее кратное 5 умножаем на 2, так как в продуктах реакции атомов железа должно быть четное количество.
    К этому же типу можно отнести и реакции межатомного и атомно-молекулярного окисления-восстановления:
    4FeS2 111O2 > 2Fe2O3 + 8SO2
       Fe⁺² - 1e —> Fe⁺³ П
       2S⁻¹ - 10e 2S⁺⁴ Г ¹¹      ⁴    восстановители, окисление
       O₂⁰ + 4e —> 2O⁻²   4      11   окислитель, восстановление
    2.    Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления -атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной молекулы или иона и могут быть представлены как разными элементами, так и одним элементом, но в разных степенях окисления:
    (N“³Н₄ )₂ Cr₂⁺⁶O₇ ——N⁰₂ Т +Cr₂⁺³O₃ + 411.O

12

       2N⁻³ -6e ^ N2⁰    1 восстановитель, окисление
       2Сг⁺⁶ + 6е⁻ ^ 2Сг⁺³ 1 окислитель, восстановление

    N “³H₄N⁺⁵O₃  — N+¹O + 2H₂O
       N⁻³ - 4e⁻ ^ N⁺¹ 1 восстановитель, окисление
       N⁺⁵ + 4е⁻ ^ N⁺¹ 1 окислитель, восстановление

   В реакциях, где кислород со степенью окисления «-2» частично окисляется до молекулярного О₂, правильно расчет вести на 1 молекулу кислорода в правой части ОВР:
   2Ag⁺N⁺⁵O₃ ^ 2Ag⁰ + 2N⁺⁴O₂ +O⁰₂

Ag⁺+ 1e—► Ag'A 2„ \"-lc >\'; J ⁶
2O⁻²-4e^O₂° 4e

2
1

          окислитель, восстановление окислитель, восстановление восстановитель, окисление

3.    Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления, дисмутации) - функцию окислителя и восстановителя выполняют атомы одного и того же элемента, находящегося в промежуточной степени окисления:
   С1₂⁰ + Н₂О ^ НСГ + HC1⁺O

       Cl⁰ -1e ^ С1⁺      1    восстановитель, окисление
       С1⁰ + 1⁻ ^ С1⁻     1    окислитель, восстановление
   3HN⁺³O₂ ^ HN⁺⁵O3 + 2N⁺²O + H₂O
       N⁺³ + 1e⁻ ^ N⁺²    2    окислитель, восстановление
       N⁺³ - 2e⁻ ^ N⁺⁵    1    восстановитель, окисление


   1.2. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
   1.    Основные понятия: окислительно-восстановительные реакции, степень окисления, процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.
   2.    Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей.
   3.    Дайте классификацию окислительно-восстановительных реакций.

13