- •Теоретические основы химии
- •Введение
- •1 Количество вещества в химических и инженерных расчетах. Концентрация растворов
- •Основные понятия и определения
- •Основные типы задач
- •Тогда в полученном растворе
- •2 Строение атома. Периодический закон и таблица элементов д.И.Менделеева
- •3 Химическая связь
- •Из таблицы 3.1 видно, что:
- •Кратность химической связи
- •Направленность ковалентной связи. Гибридизация орбиталей
- •Насыщаемость ковалентной связи
- •Поляризуемость ковалентной связи
- •Межмолекулярное взаимодействие
- •4 Общие закономерности протекания химических реакций
- •4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпии
- •Тогда для изобарного процесса
- •Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода (т.Е. От числа промежуточных стадий).
- •4.3 Химическое равновесие
- •Влияние давления на равновесие
- •Расчет материального баланса в состоянии химического равновесия
- •4.4 Основы химической кинетики
- •5 Общие свойства растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля
- •6 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Если в раствор добавить, например гидроксид натрия
- •7 Гидролиз солей
- •8 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •Влияние pH на растворимость электролитов
- •9 Комплексные соединения
- •10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов
- •Примеры
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •Получение заданного вещества реакцией обмена
- •11 Окислительно-восстановительные свойства веществ.
- •Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов
- •Окислители –пероксиды
- •Восстановители-металлы (простые вещества)
- •Составление материального баланса в полуреакциях
- •Примеры
- •Примеры
- •Примеры
- •Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях Примеры
- •Электронный баланс в полуреакциях
- •12 Электрохимические реакции
- •Уравнение Нернста для металлического электрода
- •Электрохимический ряд металлов
- •13 Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
- •Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.
- •Список литературы
- •Теоретические основы химии
- •212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3
Примеры
а) PPH3
В левой части полуреакции не хватает трех атомов водорода,поэтому добавляем влевотри молекулы H2O,а вправо –три иона OH–:
P + 3H2O PH3 + 3OH–
б) NO3– NH3
В этой полуреакции левая и правая части различаются по числу атомов и кислорода, и водорода. После баланса по кислороду получим:
NO3– + 3H2ONH3 + 6OH– – при этом справа остались несбалансированными еще три атома водорода, поэтому добавим в левую часть полуреакции еще три молекулыH2O, а в правую – еще три ионаOH–, и тогда получим окончательно
NO3– + 6H2ONH3 + 9OH–
Нередки случаи, когда материальный баланс по водороду и кислороду в щелочной среде можно сделать одновременно с помощью только гидроксид–ионов, например в полуреакцииZn[Zn(OH)4]2– для обеспечения материального баланса достаточно добавить влево четыре ионаOH–:
Zn+ 4OH–[Zn(OH)4]2–
В следующем примере этот прием не так очевиден, но также реализуется:
P+ 2OH–H2PO2–
Нейтральная среда.Обратите внимание, что в нейтральной среде источник ионовH+иOH–– молекулы воды. В этих случаях баланс по кислороду делают, добавляя соответствующее числоH2Oв левую часть первой полуреакции и в правую часть второй полуреакции. Если в результатеH2Oоказалась там, где кислород в недостатке, то в противоположную часть добавляют удвоенное числоH+, если кислород был в избытке, то в противоположную часть добавляют удвоенное числоOH–.
Такой прием уменьшает вероятность типичной для нейтральной среды ошибки, когда в молекулярном уравнении в продуктах оказываются одновременно и кислота, и щелочь.
Примеры
Для реакции KMnO4+KNO2+H2OMnO2+KNO3+KOH
можно составить две идентичные схемы превращений:
а) MnO4– MnO2 б) NO2– NO3–
NO2–NO3–MnO4–MnO2;
Начнем с варианта (а): для баланса по кислороду добавим молекулы H2Oв левую часть первой полуреакции и в правую часть второй полуреакции:
а) MnO4– + H2O MnO2
NO2– NO3– + H2O
При этом оказалась ситуация, рассмотренная ранее при балансе по кислороду в щелочной среде (воду добавили в ту часть полуреакций, где кислород в избытке). Тогда число молекул H2Oдолжно быть равно числу избыточных атомов кислорода, и в противоположную часть необходимо добавить удвоенное число ионовOH–. Окончательно получим:
а) MnO4– + 2H2O MnO2 + 4OH–
NO2–+ 2OH–NO3–+H2O
В варианте (б) для баланса по кислороду также добавим молекулы H2Oв левую часть первой полуреакции и в правую часть второй полуреакции:
б) NO2– + H2O NO3–
MnO4– MnO2 + H2O
В этом случае H2Oоказалась в той части полуреакций, где дефицит кислорода. Подобно тому, как это рассмотрено ранее для кислой среды, число молекулH2Oдолжно равняться числу недостающих атомов кислорода, и в противоположную часть следует добавить удвоенное число ионовH+:
NO2– + H2O NO3– + 2H+
MnO4– + 4H+ MnO2 + 2H2O
Следует отметить, что описанные здесь приемы составления материального баланса – чисто технические и совсем не обязательно отражают действительный механизм переноса атомов из одних молекул или ионов в другие.
Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях Примеры
а) Pt + HNO3 + HCl H2[PtCl6] + NO + H2O
Напишем полуреакции, соответствующие заданному превращению:
Pt[PtCl6]2–
NO3– NO
Для баланса по хлору в первой полуреакции достаточно в левую ее часть добавить 6Cl–. Во второй полуреакции баланс по кислороду выполняется, как было показано ранее (для кислой среды). В результате получим:
Pt+ 6Cl– [PtCl6]2–
NO3– + 4H+NO+ 2H2O
б) Si + HNO3 + HF H2[SiF6] + NO + H2O
В отличие от предыдущего примера источник лигандов HF– слабый электролит, что учтем в первой полуреакции:
Si + 6HF [SiF6]2– + 6H+
NO3– + 4H+ NO + 2H2O