Какой из элементов в большей степени проявляет восстановительные свойства
Решение:
В VII-А подгруппе ПСХЭ Менделеева находятся фтор, хлор, бром, иод и астат. В группе сверху вниз с увеличением радиуса атома уменьшаются окислительные свойства и увеличиваются восстановительные свойства. Таким образом, по отношению к фтору наибольшие восстановительные свойства проявляют атомы астата At.
| Электронная конфигурация | 85At: [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5 |
132. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования гидроксида кальция? Вычислите теплоту образования гидроксида кальция, исходя из следующих термохимических уравнений:
Ca(к) +½O2(г) =CaO(к); ∆rH=-635,60кДж.
H2(г) +½O2(г) =H2O(ж); ∆rH=-285,84кДж.
CaO(к) +H2O(ж)=Ca(OH)2(к); ∆rH=-65,06кДж.
Решение:
Задача основана на законе Гесса: тепловой эффект процесса не зависит от его отдельных стадий и их последовательности, а зависит только от вида и состояния исходных веществ и продукта. Это “даёт право” оперировать термохимическими уравнениями как алгебраическими, т.е. вычитать их, складывать и т.п.
Ca(к) +½O2(г) =CaO(к); ∆rH=-635,60кДж.
H2(г) +½O2(г) =H2O(ж); ∆rH=-285,84кДж.
CaO(к) +H2O(ж)=Ca(OH)2(к); ∆rH=-65,06кДж.
В данном случае сложим все три уравнения и получим:
CaO + H2O + Ca + H2 + О2 = CaO + H2O + Ca(OH)2
Сократив с обеих сторон CaO и H2O, останется – образование моля Ca(OH)2 из простых веществ – это и есть мольная теплота образования гидроксида кальция:
Ca + H2 + О2 = Ca(OH)2
Тогда теплота образования гидроксида кальция составит:
DH Ca(OH)2 = DH1 + DH2 + DH3 = -65,06 + (-635,60) + (-285,84) = -986,50 (кДж/моль)
Ответ: -986,50 кДж/моль.
179. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы:
N2+3H2 2NH3. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?
Решение:
Константа равновесия для гомогенной системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 составит:
Скорость прямой реакции до увеличения концентрации водорода согласно закону действующих масс составит: Vпр.1 = k ∙ [N2] ∙ [H2]3
Скорость прямой реакции после увеличения концентрации водорода в 3 раза равна:
Vпр.2 = k ∙ [N2] ∙ [3∙H2]3=27k ∙ [N2] ∙ [H2]3
Тогда отнесем скорость прямой реакции после увеличения концентрации к скорости прямой реакции до увеличения концентрации и получим:
Vпр.2/Vпр.1 = 27 k ∙ [N2] ∙ [H2]3 /( k ∙ [N2] ∙ [H2]3) = 27
Таким образом, при увеличении концентрации водорода в 3 раза, скорость прямой реакции увеличится в 27 раз.
241. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH2)2CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86о.
Решение:
Согласно II закону Рауля, понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с температурой начала кристаллизации чистого растворителя рассчитывается по формуле:
Δt = Ккр ∙ Cm , где
Ккр – криоскопическая константа растворителя,
Cm – моляльная концентрация раствора (т.е. количество моль растворенного вещества в 1000 граммах растворителя), где
Cm = m · 1000 / Мв-ва · mр-ля = 5 · 1000 / 60 ∙ 150 = 0,556 моль/кг,
с учетом того, что молярная масса мочевины равна М((NH2)2CO) = 60 г/моль
Тогда понижение температуры кристаллизации согласно закону Рауля составит:
Δt = Ккр ∙ Cm = 1,86 ∙ 0,556 = 1,034°С, откуда
Tзам. = Tзам. р-ля – Δt = 0 – 1,034 = -1,034°С
Ответ: – 1,034°С.
304. Какое значение рН (>7<) имеют растворы солей Na2S, AlCl3, NiSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Решение:
1. АlCl3 – соль слабого основания и сильной кислоты. Гидролиз солей такого типа идёт по катиону:
АlCl3 + HOH ⇄ AlOНCl2 + HCl
Аl3+ + 3Cl- + HOH ⇄ AlOH2+ + 2Cl- + H+ + Cl-
Аl3+ + HOH ⇄ AlOH2+ + H+
В обычных условиях гидролиз ограничивается первой ступенью. Из ионного уравнения видно, что в растворе создается некоторый избыток ионов H+, значит, раствор соли будет иметь кислую реакцию: рН < 7.
2. Na2S – соль сильного основания и слабой кислоты, гидролизуется по аниону:
Na2S + HOH ⇄ KOH + NaHS
2Na + + S2- + HOH ⇄ Na + + OH- + Na + + HS-
S2- + HOH ⇄ OH- + HS-
Водный раствор сульфида натрия будет иметь pH больше 7, т.к. в результате гидролиза данной соли будут образовываться ионы OH-.
3. NiSO4 – соль слабого основания и сильной кислоты. Гидролиз идёт по катиону:
2NiSO4 + 2HOH ⇄ (NiOH)2SO4 + H2SO4
2Ni2+ + 2SO42- + 2HOH ⇄ 2NiOH+ + SO42-+ 2H+ + SO42-
Ni2+ + HOH ⇄ NiOH+ + H+
Водный раствор сульфата никеля будет иметь pH меньше 7, т.к. в результате гидролиза данной соли будут образовываться ионы H+.
341. Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается
KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Zn + HNO3,разб = Zn(NO3)2 + N2O + H2O
Решение:
2KMnO4 (окислитель)+ 16HCl (восстановитель) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8 H2O
Метод электронного баланса:
2x | Mn+7 + 5e = Mn+2 …………..Восстановление (окислитель)
5x | 2Cl- – 2e = Cl2 ………………. Окисление (восстановитель)
Метод полуреакций:
2x | MnO4− + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O …………..Восстановление (окислитель)
5x | 2Cl− − 2e = Cl2↑ ……………………………………Окисление (восстановитель)
===========================================================
2MnO4− + 16H+ + 10Cl- = 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2↑
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2↑ + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
4Zn (восстановитель) + 10HNO3,разб (окислитель) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
Метод электронного баланса:
1x | N+5 + 4e = N+ …………..Восстановление (окислитель)
2x | Zn0 – 2e = Zn2+ ………………. Окисление (восстановитель)
4Zn + 10HNO3,разб = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
331. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
As3- → As5+; N3+ → N3-; S2- → S0
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме: Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
Решение:
Окисление — это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд.
Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион.
As+3 – 2e ® As+5 – процесс окисления (восстановитель)
N+3 + 6e ® N-3 – процесс восстановления (окислитель)
S-2 – 2e ® S°– процесс окисления (восстановитель)
3Na2SО3 + 2КМnО4 + Н2О ® 3Na2SО4 + 2МnО2 + 2КОН
S+4 – 2е ® S+6 | 2 | 3 | – процесс окисления (восстановитель)
Мn+7 + 3е ® Мn+4 | 3 | 2 | – процесс восстановления (окислитель)
413. Найдите объем водорода (н.у.), который выделится при пропускании тока силой 3 А в течение 1 ч через водный раствор Н2SO4.
Решение:
Kатод (-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH− – процесс восстановления молекул воды
Aнод (+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+ -процесс окисления молекул воды
Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2
Таком образом, на катоде выделяется водород, на аноде – кислород, а в растворе накапливается Н2SO4.
Согласно закону Фарадея: V = Vэ. I . t / 96500, где
V – объем вещества, окисленного или восстановленного на электроде;
Vэ – молярная объем эквивалента вещества; Vэ(Н2) = 22,4 / 2 = 11,2 л.
I- сила тока;
t- продолжительность электролиза, сек, t = 1 ч = 3600 сек;
F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея.
V = 11,2 . 3 . 3600 / 96500 = 1,25 л = 1,25 дм3.
Ответ: 1,25 дм3.
462. Константы нестойкости комплексных ионов [Co(CN)4]2-, [Hg(CN)4]2-, [Cd(CN4)]2- соответственно равны 8 · 10-20, 4 · 10-41, 1,4 · 10-17. В каком растворе, содержащем эти ионы, при равной молярной концентрации ионов CN- больше? Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов.
Решение:
Константы нестойкости для различных комплексных ионов различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Наиболее устойчивые в растворах комплексные ионы имеют наименьшие константы нестойкости.
Константы нестойкости комплексных ионов равны:
Кнест [Co(CN)4]2-= 8∙10-20,
Кнест [Hg(CN)4]2-= 4∙10-41,
Кнест [Cd(CN4)]2- = 1,4∙10-17.
Уравнения диссоциации комплексных ионов:
[Co(CN)4]2-→ Co2+ + 4(CN)-
[Hg(CN)4]2-→ Hg2+ + 4(CN)-
[Cd(CN)4]2-→ Cd2+ + 4(CN)-
Выражения для констант нестойкости указанных ионов:
Кнест [Co(CN)4]2-= [Co2+] ∙ [CN-]4 / [Co(CN)42-]
Кнест [Hg(CN)4]2- = [Hg2+] ∙ [CN-]4 / [Hg(CN)42-]
Кнест [Cd(CN4)]2- = [Cd2+] ∙ [CN-]4 / [Cd(CN4)2-]
Тогда концентрации цианид-ионов составят:
[CN-] = (Кнест [Co(CN)4]2- ∙ [Co(CN)42-] / [Co2+])1/4
[CN-] = (Кнест [Hg(CN)4]2- ∙ [Hg(CN)42-] / [Hg2+])1/4
[CN-] = (Кнест [Cd(CN)4]2- ∙ [Cd(CN)42-] / [Cd2+])1/4
Следовательно, при равных молярных концентрациях данных растворов концентрация CN-— ионов больше в том растворе, где значение константы нестойкости наибольшее (зависимость прямо пропорциональная).
Таким образом, в растворе, содержащем ионы [Cd(CN4)]2- , концентрация CN- больше.
Поиск по сайту:
Источник
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.
Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны
“вручную”, располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое “сходство”:
- B5 – 1s22s22p1
- Al13 – 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1,
индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.
Длина связи
Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а
HI – самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации –
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник