- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Ґіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
13.8. Паливні елементи
Останнім часом використовують нові джерела електричного струму – паливні елементи. В них електричний струм виникає в результаті хімічної взаємодії горючих речовин (водню, бензину, природного газу, коксу тощо) з окисниками (кисень, повітря, хлор), які безперервно подаються ззовні до електродів, а продукти реакції безперервно відводяться.
Прикладом може бути воднево-кисневий елемент, який складається з дрібнопористих вугільних або нікелевих електродів, занурених у лужний розчин електроліту: А (-) (Ni) H2/КОН/О2(Ni) (+) K
A: 2H2 + 4OH- – 4e = 4H2O
K: O2 + 2H2O + 4e = 4OH- _
2H2 + O2 = 2H2O
Водень дифундує крізь пористий електрод з каталізаторами (Со і Аl або Fе, Mn i Ag). Воднево-кисневі елементи генерують струм густиною 500...700 мА/см2активної поверхні електродів при напрузі близько 1 В та ККД 60...70%.
13.9. Електроліз
Електроліз – це окисно-відновний процес, що відбувається на електродах внаслідок пропускання через розчин або розплав електроліту постійного електричного струму.
При електролізі, як і в гальванічному елементі, на аноді відбувається окиснення, а на катоді – відновлення. Однак при цьому анодом є позитивний електрод, а катодом – негативний, оскільки процес електролізу є зворотним щодо процесу роботи гальванічного елемента (рис. 4.5). Внаслідок роботи джерела струму на аноді створюється нестача електронів (викачування), а на катоді – надлишок (накачування).
Механізм процесів електролізу залежить від електродів, характеру електроліту, його стану, розчинника, концентрації, температури тощо. Зокрема використовують як розчинні, або активні аноди (нікель, мідь, срібло), так і нерозчинні, або інертні (графіт, платина, золото). Активний анод окиснюється і посилає в розчин власні йони, інертний – є лише передавачем електронів.
Розглянемо приклад електролізу розплаву хлориду Натрію зі застосуванням ґрафітових електродів:
При електролізі водних розчинів електролітів електродні процеси ускладнюються в результаті конкуренції йонів (участь іонів води), поляризації та вторинних реакцій. Для здійснення процесу електролізу необхідно застосувати зовнішню ЕРС, що перевищує ЕРС гальванічного елемента на значення опору розчину. Тоді слід чекати, що при наявності в розчині декількох типів аніонів і катіонів на катоді у першу чергу повинні відновлюватися ті катіони, потенціал яких найбільший. На аноді відповідно мають окиснюватися ті аніони, потенціал яких найменший. У реальних процесах цей порядок розрядження іонів порушується в зв'язку з кінетичними труднощами, для подолання яких необхідно докласти деяку додаткову ЕРС, що називається перенапругою.
Перенапруга ή є різницею між напругою розкладання електроліту Ер, при якій починається електроліз, і ЕРС утвореного гальванічного елемента:
ή= Ер – Е.
При наявності перенапруги потенціал катоду зміщується у напрямку менших значень, а потенціал аноду – у напрямку більших. Внаслідок перенапруги та незначної концентрації йонів Гідроґену у нейтральному розчині (φH+= – 0,41 В) потенціал його стає ще меншим. Тому йони Гідроґену відновлюються лише при електролізі солей дуже активних металів. Отже, у ряд: розряджуваності катіонів іон Гідроґену перебуває лівіше, ніж електрохімічному ряді напруг. Розрядження гідроксид-іонів з виділенням кисню відбувається також зі значною перенапругою. Тому при електролізі солей безкисневих кислот легше розряджаються аніони кислот (S2-, I-, Br-, Cl- ), ніж гідроксид-іони. І навпаки, при електролізі солей кисневмісних кислот легше розряджаються гідроксид-іони, ніж аніони кислот (NO3-, CO32- , SO42- ).
Наприклад, електроліз водного розчину сульфату калію з інертним анодом зводиться до розкладу води:
2К2 SO4
↑↓
К (–) ← 4К+ + 2SO42– → (+) А
4К+ 2SO42-
4Н2О + 4е– = 4ОН– + 2Н2↑ 2Н2О = 4Н+ + О2↑ + 4е–.
Оскільки потенціал виділення водню (– 0,83 В) за напівреакцією 2Н2О + +4е = 4ОН– + 2Н2 значно перевищує потенціал виділення калію (– 2,92 В) за напівреакцією К+ + e– = К, то на катоді відновлюється водень. На аноді відбувається напівреакція 2Н2О = 4Н+ + О2 + 4е, оскільки її потенціал (+0,36 В) напівреакції SO42– + 8H+ + 6e = S + 4H2O. Розчин біля анода кислий, а біля катода лужний. Це використовують для розпізнавання полюсів за допомогою паперу, просоченого сумішшю розчинів солі та фенолфталеїну. Якщо кінцями проводів від катода та анода торкнутися такого паперу, то біля катода з’явиться малинова пляма – “катод пише”. Таким чином, використовуючи електричний струм, можна здійснювати повний гідроліз солі сильної кислоти та сильної основи: К2SO4 + 2H2O = 2КОН + Н2SO4, хоча самочинно ця реакція не відбувається.
Якщо анодом є розчинний електрод, то йому віддають електрони не аніони розчину, а атоми самого металу. Наприклад, під час електролізу розчину хлориду Купруму з мідними електродами (рис. 4,6) на катоді виділяється мідь, а на аноді замість виділення хлору, як при інертному електроді, розчиняється метал електрода, бо потенціал міді (+ 0,34 В) менший, ніж потенціал хлору (+1,36 В). Процес зводиться до перенесення міді з анода на катод, а кількість солі в розчині залишається сталою:
CuCl2
↑↓
К (–) ← Cu2+ + 2Cl– → (+) А
Cu2+ + 2e = Cu0↓ Cu0 – 2e = Cu2+.
Анодне розчинення металів застосовують для одержання чистих металів (рафінування) і нанесення захисного покриття на інші метали (гальваностегія).