«ХИМИЯ ЗАДАЧИ И РЕШЕНИЯ Москва 2010 2 В учебном пособии изложены теоретические основы фундаментальных химических процессов и химических превращений, происходящих в окружающей среде и изучаемых в курсе общей химии. ...»

Атомарный кислород: Ar = 16,00; М О = 16,00 г/моль;

Молекулярный кислород: Мr = 32,00; MО2 = 32,00 г/моль;

Закон эквивалентов. Если в некоторой реакции два вещества в соответствии с уравнением взаимодействуют в равных количествах и, следовательно, в массовом отношении, пропорциональном их молекулярным массам, то можно утверждать, что реагирующие количества и массы этих веществ эквивалентны (т.е. равноценны).

Пример. В реакции соотношение реагирующих количеств железа и серы составляет 1 : 1, массовое соотношение равно 55,85 : 32,07. Отсюда следует, что если в реакцию вступает 0,5 моль Fe, или 27,92 г Fe, то с таким количеством и массой железа обязательно прореагирует эквивалентное количество и эквивалентная масса серы, т.е. 0,5 моль S и 16,03 г S. Очевидно, что в реакции образования двухэлементного соединения FeS из простых веществ стехиометрическая валентность атомов железа и серы одинакова.

Если в подобных реакциях атомы элементов проявляют различную валентность, то становится необходимым ввести фактор эквивалентности (обозначение feq), поскольку количества реагирующих веществ уже не будут равными, а массы этих веществ не являются просто пропорциональными их молярным массам.

Фактор эквивалентности f eq вещества – это величина, обратная эквивалентному числу z этого вещества в конкретной реакции Фактор эквивалентности следует относить не просто к реагирующим веществам, но к каждой частице (атому, молекуле, иону) этих веществ.

H2SO4 SO42–; f eq (H2SO4) = f eq (SO42–) = 1/2.

Al(OH)3 Al3+ ; f eq (Al(OH)3 ) = f eq (Al3+) = 1/3.

Al3+ [Al(OH) 4] – ; f eq (Al3+) = f eq ([Al(OH) 4] –) = 1/4.

Это означает, что в реакциях количество А1(ОН)3, равное 1/3 моль, эквивалентно 1/2 моль H2SO4 или 1 моль НС1. Вещества, взятые именно в таких (или пропорциональных) количествах, прореагируют полностью.

Немецкие химики Венцель и Рихтер установили (1793 г.), что вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах. Это современная формулировка закона эквивалентов.

Установление значений факторов эквивалентности по известному уравнению реакции ясно из следующего примера:

[2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O] 1/ Отсюда видно, что для А13+ feq = 1/3, а для Al2(SO4)3 feq = 1/6.

Таким образом, эквивалент – это условная химическая единица в z раз меньшая, чем соответствующая формульная единица вещества, участвующего в конкретной реакции.

В макромасштабе реакции являются результатом взаимодействия между различными количествами веществ, в большинстве случаев не равными друг другу, поэтому следует различать формульное количество вещества n и эквивалентное количество вещества neq, между которыми имеется следующее соотношение:

Пример. Для перехода H 2 SО 4 SO 4 2 (f eq = 1/2) формульное количество серной кислоты, равное 1 моль, отвечает эквивалентному количеству серной кислоты, равному 2 моль.

Эквивалентное количество вещества, равное 1 моль, содержит число эквивалентов данного вещества, равное числу Авогадро (6,021023).

Эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы (вторая формулировка закона эквивалентов).

Пример. Для реакции щества вещества Помимо эквивалентного количества вещества применяется понятие об эквивалентной массе или молярной массе эквивалента вещества Meq, связанной с молярной массой М этого вещества соотношением H2SO4 SO42–; Meq (H2SO4) = 1/2 98,08 г/моль = 49,04 г/моль.

Если молярная масса – это абсолютная константа индивидуального вещества, то молярная масса эквивалента – константа вещества в конкретной реакции. Между величинами m, neq, Meq действительно соотношение Химические газовые законы. Объем газа при постоянных физических условиях пропорционален массе газа. Отсюда следует, что в химических расчетах массу газов можно заменять их объемами.

Объемные соотношения в химических реакциях между газами определяет закон объемных отношений, который был установлен опытным путем французским ученым Гей-Люссаком (1808 г.): в химических реакциях объемы газообразных веществ (реагентов и продуктов) относятся между собой как небольшие целые числа.

Примеры.

1. Одна объемная часть молекулярного водорода и такая же объемная часть молекулярного хлора образуют две объемные части хлороводорода:

2. Две объемные части диоксида серы и одна объемная часть молекулярного кислорода образуют две объемные части триоксида серы:

Основным газовым законом является закон Авогадро, высказанный как гипотеза итальянским ученым А. Авогадро в 1811 г., которая позже подтвердилась многочисленными опытами.

В равных объемах различных газов при одинаковых физических условиях (температуре и давлении) содержится одно и то же число молекул.

Исходя из своей гипотезы, Авогадро разработал способ определения молярной массы МB неизвестного газа В (или пара) из измеренной относительной плотности D этого газа по другому (известному) газу А:

Наиболее часто используют относительную плотность газа по водороду DH2, тогда формула для расчета молярной массы газа MB принимает вид:

Относительную плотность газа по водороду DH2 определяют экспериментально.

Из положений о том, что один моль любого вещества включает число частиц этого вещества, равное числу Авогадро, и что равные числа частиц различных газов (атомов – для одноатомных газов) при одинаковых физических условиях содержатся в равных объемах этих газов, вытекает следствие:

равные количества любых газообразных веществ при одинаковых физических условиях занимают равные объемы.

В частности, объем одного моля любого газа имеет (при р, Т = const) одно и то же значение. Следовательно, уравнение реакции, протекающей с участием газов, задает не только соотношение их количеств и масс, но и объемов.

Пример. Из уравнения газовой реакции следует, что 2 моль SO2 или две объемные части SO2 (отвечающие заданному количеству вещества) реагируют с 1 моль О2 или одной объемной частью О2, образуя 2 моль или две объемные части SO3.

Объем газа (при р, Т = const), содержащий 1 моль вещества или число частиц этого вещества, равное числу Авогадро, называется молярным объемом (обозначение Vм). Молярный объем газа определяется, по указанному выше следствию из закона Авогадро, как отношение объема V порции данного газа к количеству вещества п в этой порции Единица измерения молярного объема газа в СИ – кубический метр на моль (м3/моль), но чаще используются дольные единицы – литр (кубический дециметр) на моль (л/моль, дм3/моль) и миллилитр (кубический сантиметр) на моль (мл/моль, см3/моль).

В соответствии с определением молярного объема для любого газа отношение его объема V к количеству вещества п будет одинаковым при условии, что этот газ по свойствам близок к идеальному газу.

При нормальных условиях (н.у.) – это 101,3 кПа, 0 о С – молярный объем идеального газа равен В химических расчетах используется округленное значение молярного объема 22,4 л/моль, поскольку точное значение относится к идеальному газу, а большинство реальных газов по свойствам отличаются от него. Так, реальные газы с очень низкой температурой равновесной конденсации (Н 2, О 2, N 2 ) при нормальных условиях имеют молярный объем, почти равный 22,4 л/моль, а газы, конденсирующиеся при высоких температурах, имеют несколько меньшие значения молярного объема при нормальных условиях (для СО 2 – 22,26 л/моль, для NH 3 – 22,08 л/моль).

Зная объем некоторого газа V, можно определить количество вещества n в этом объеме, и, наоборот, по количеству вещества n в данной порции газа можно найти объем этой порции V:

Примеры.

1. В 1 м3 некоторого газа (при н. у.) количество вещества равно 2. Порция некоторого газа (при н. у.), количество вещества в которой равно 5,2 моль, занимает объем Используя значения молярного объема Vм и молярную массу газа М, можно определить плотность этого газа Пример. Плотность монооксида и диоксида углерода при нормальных условиях составляет В расчетах, основанных на законе эквивалентов, для газообразных веществ (реагентов, продуктов) вместо эквивалентной массы удобнее применять молярный объем эквивалента (Veq ), который представляет собой отношение объема V порции данного газа к эквивалентному количеству вещества пеq в этой порции. Единица эквивалентного объема совпадает с единицей молярного объема. Значение эквивалентного объема газа является константой данного газа только в конкретной реакции, так как зависит от фактора эквивалентности feq.

Пример. Значения эквивалентного объема Cl2, соответствующего молярному объему того же газа при нормальных условиях, в двух различных реакциях равны 2ClO3– + 10 Сl2; V eq = 22,4 л/моль / 10 = 2,24 л/моль.

Уравнение состояния идеального газа. Значение молярного объема газа, равное 22,4 л/моль, относится к нормальным физическим условиям, под которыми понимаются давление, равное 1,01325105 Па, или 1 атм, и термодинамическая температура, равная 273,15 К (или температура по Цельсию, равная 0 °С).

Между значениями термодинамической температуры Т, выраженной в Кельвинах (обозначение К), и температуры Цельсия, выраженной в градусах Цельсия (обозначение °С) существует простая зависимость В практических расчетах разность (Т t) можно считать равной (округленно). Сравнение температурных шкал показано на рис. 1.1.

В химических реакциях указанные выше «нормальные» условия практически не реализуются. Поэтому, прежде чем проводить какиелибо расчеты или сопоставления, измеренные при некоторых других условиях, объемы газов необходимо пересчитывать применительно к нормальным условиям.

Для приведения объема газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением объединенного газового закона, выведенным французским физиком Клапейроном и носящим его имя:

где р, V и Т – параметры некоторого состояния идеального газа;

р о, Vo и То – параметры, отвечающие нормальным условиям.

Из последнего уравнения можно рассчитать значение Vo (объем газа при н. у.), если измерен объем V газа при некоторых других условиях:

Также легко пересчитать значение Vo на условия эксперимента:

Пример. При 20 °С и 100 кПа объем некоторого газа равен 100 см3, следовательно, при нормальных условиях он составит Vo = 100 кПа100 см3273 К / (20+273) К101,325 кПа = 91,96 см3 92 мл.

Соотношение pV/T является постоянной величиной при любых заданных значениях р и Т для любого измеренного объема идеального газа, следовательно, оно постоянно и для молярного объема идеального газа при нормальных условиях:

R = po VМ / Tо = 101,325 кПа 22,4 л/моль / 273 К = 8,314 кПал /(мольК).

Поскольку произведение объема на давление есть энергия W=pV, то и произведение единиц объема (м3) и давления (Па) есть единица энергии – джоуль в СИ (обозначение Дж). Следовательно, значение постоянной R в системе СИ составляет 8,314 Дж/(мольК).

Таким образом, для 1 моль идеального газа и, следовательно, для 1 моль всех реальных газов, по свойствам приближающихся к идеальной модели, при нормальных условиях значение R одно и то же. Физикохимическая константа R называется универсальной газовой постоянной.

Соотношение между параметрами идеального газа (давлением р, объемом V, количеством вещества п и термодинамической температурой Т) описывается уравнением Клапейрона – Менделеева Подставляя в это уравнение выражение для числа молей, находим более общее уравнение Клапейрона – Менделеева Это уравнение устанавливает связь между давлением, объемом и температурой любой порции газа со свойствами идеальной модели, поэтому называется уравнением состояния идеального газа.

Уравнение состояния идеального газа позволяет проводить расчеты параметров реальных газов при физических условиях, приближающихся к нормальным условиям.

Пример. Требуется рассчитать объем 10 кг О 2 при давлении 15 МПа и температуре 20 °С. В соответствии с уравнением Клапейрона – Менделеева объем кислорода составит Стехиометрические расчеты по уравнениям реакций. На основе закона сохранения массы и закона постоянства состава для необратимой (полностью протекающей) реакции можно рассчитать по известному значению массы одного из веществ (реагента или продукта) значения массы всех остальных веществ, участвующих в реакции. Уравнение реакции должно быть точно известно. Такие расчеты являются предметом раздела химии, называемого стехиометрией.

Стехиометрические расчеты по уравнениям реакций основаны на соотношении mА / mВ = пА MА / nВ MВ, где А – формула вещества в реакции, значение массы mА которого известно; В – формула любого другого вещества (реагента, продукта) в реакции, значение массы mВ которого необходимо найти; nA и пB – количества веществ, численно равные стехиометрическим коэффициентам при формулах соответствующих веществ в уравнении реакции.

Решение типовой задачи по нахождению массы одного из реагентов (или продуктов) включает следующие последовательные этапы.

1. Составляют и проверяют уравнение химической реакции.

Вещество с брутто-формулой Fe3O4 отвечает составу (FeIIFeIII)хOy, т. е. является двойным оксидом железа (Ш) железа (П). Указанная реакция является примером алюмотермических процессов.

2. По условию задачи устанавливают, масса какого вещества задана и массу каких веществ требуется определить. В приведенном примере необходимо определить массу реагентов (Fe3O4 и А1), если известна масса одного из продуктов – железа (500 г).

3. Рассчитывают значения молярной массы веществ, участвующих в реакции.

МАl = 26,98 г/моль, М Fe O = 231,54 г/моль, MFe = 55,85 г/моль же веществ.

5. Записывают расчетные формулы, подставляют значения известных величин и находят значения искомых величин:

6. Формулируют ответ задачи. В данном примере для получения 500 г железа в соответствии со стехиометрией данной реакции необходимо взять 214,7 г А1 и 691,0 г Fe3O4.

Если участниками реакции являются газы, то для упрощения стехиометрических расчетов (при заданном или искомом значении объема газа) используют значение молярного объема газа V вместо его молярной массы.

Пример. При взаимодействии 1 кг известняка, содержащего 95% карбоната кальция, с 25%-ной хлороводородной кислотой, образуется диоксид углерода. Требуется рассчитать объем полученного газа (н. у.) и объем использованной кислоты, если ее плотность при 20 °С равна 1124 г/л.

Записывают уравнение реакции и значения исходных величин:

mизвест = 1000 г Рассчитывают объем диоксида углерода и объем кислоты:

Таким образом, в соответствии со стехиометрией реакции получено (при н. у.) 212,6 л СО 2 и затрачено 2,46 л 25%-ной хлороводородной кислоты.

В последней задаче можно рассчитать также объем выделившегося СО2 при других, например комнатных, условиях. Для пересчета объема при нормальных условиях на значение объема при заданных условиях используют уравнение объединенного газового закона.

Для выполнения заданий по теме можно воспользоваться компьютерной формой таблицы Д.И. Менделеева на сайте (http://www.chemistry.narod.ru/) Задача 1.1. Определить относительную плотность О2 по водороду.

Р е ш е н и е. Определяем относительную плотность по формуле Ответ: Относительная плотность кислорода по водороду равна 16.

Задача 1.2. Сколько молекул содержится в 5 моль азота?

Отсюда определяем число молекул азота Ответ: в 5 моль азота содержится 30·1023 молекул азота.

Задача 1.3. Сколько надо взять CuO, чтобы получить 16 кг меди по реакции восстановления водородом?

Р е ш е н и е. Расчет ведем по реакции Ответ: Для получения 16 кг меди надо взять 20 кг оксида меди (II).

Задача 1.4. Сколько кислорода О2 необходимо для полного сгорания 16 л Н2?

Р е ш е н и е. Расчет ведем по реакции Определяем объем кислорода на основании закона объемных отношений Откуда х = 116 / 2 = 8 л.

Ответ: на полное сгорание 16 литров водорода пойдет 8 л кислорода.

Задача 1.5. Сколько кислорода необходимо для полного сгорания 1 кг угля?

Р е ш е н и е. Расчет ведем по реакции:

Определяем массу кислорода: х = 132 / 12 = 2,66 кг.

Так как молярный объем газа при н.у. равен 22,4 л, а молярная масса кислорода равна 32 г/моль, то 2,66 кг кислорода будут занимать объем 266022,4/32 = 1862 л.

Ответ: на полное сгорание 1 кг угля пойдет 1862 л кислорода.

Задача 1.6. Сколько кислорода потребуется при неполном сгорании 1 кг угля (с образованием угарного газа)?

Р е ш е н и е. Расчет ведем по реакции:

Определяем массу кислорода: х = 132 /2 12 = 1,33 кг.

Так как молярный объем газа Vm при н.у. равен 22,4 л/моль, а 1 моль кислорода это 32 г, то 1,33 кг кислорода будут занимать объем 133022,4/32 = 931 л.

Ответ: на неполное сгорание 1 кг угля с образованием оксида углерода (II) пойдет 931 л кислорода.

Задача 1.7. Какой объем занимают 8 г кислорода?

Р е ш е н и е. Дано: m(O2) = 8 г. Известно, что молярный объем любого газа Vm при н.у. равен 22,4 л/моль, а молярная масса кислорода равна М = 32 г/моль.

Определяем объем кислорода из соотношения откуда Ответ: объем 8 г кислорода равен 5,6 л.

Задача 1.8. Рассчитать элементный состав мела CaCO3.

Р е ш е н и е. Определяем массовые доли кальция, углерода и кислорода в данном веществе:

100%.

Задача 1.9. Рассчитать, сколько железа содержится в руде, основная химическая формула которой соответствует оксиду трехвалентного железа Fe2O3.

Р е ш е н и е. Определяем массовую долю Fe в оксиде.

Ответ: массовая доля Fe в оксиде железа (III) – 70%.

Задача 1.10. Сколько серной кислоты надо истратить для обезвреживания (полной нейтрализации) 4 моль гидроксида натрия (при образовании средней соли)?

Р е ш е н и е. Расчет ведем по реакции Определяем массу серной кислоты m(H2SO4) из пропорции откуда Ответ: на нейтрализацию 4 моль гидроксида натрия пойдет 196 г серной кислоты.

Задача 1.11. Сколько серной кислоты надо истратить для нейтрализации 4 моль гидроксида натрия в случае образования кислой соли?

Решение. При образовании кислой соли – гидросульфата натрия расчет проводится по реакции Определяем массу серной кислоты m(H2SO4)из пропорции откуда Ответ: на нейтрализацию 4 моль гидроксида натрия при образовании гидросульфата натрия пойдет 392 г серной кислоты.

Задача 1.12. Сколько углекислого газа может образоваться при получении кальциевой селитры путем обработки мела азотной кислотой? В реакцию взято 20 моль СаСО3.

Р е ш е н и е. Расчет ведем по реакции:

Определяем объем оксида углерода (IV)из пропорции откуда Ответ: объем выделившегося газа равен 448 л.

Задача 1.13. 10 г серебряно-цинкового сплава обработали соляной кислотой и получили 1,12 г водорода. Каков состав сплава?

Р е ш е н и е. Серебро как благородный металл не реагирует с соляной кислотой, поэтому расчет проводится по реакции Определяем массу цинка из пропорции откуда Массовая долю цинка в смеси Определяем массовую долю серебра в смеси: 100 % – 32,5 % = 67,5 %.

Ответ: сплав состоит из 32,5 % цинка и 67,5 % серебра.

Задача 1.14. Есть смесь соды с песком. Определить сколько в ней содержится соды, если при обработке 15 г этой смеси соляной кислотой образовалось при н.у. 2,24 л углекислого газа.

Р е ш е н и е. Песок (SiO2) не будет реагировать с кислотой. Расчет ведем по реакции Определяем массу карбоната натрия из пропорции откуда Определяем массовую долю карбоната натрия в смеси Определяем массовую долю оксида кремния 100 % – 70,67 % = 29,33 %.

Ответ: смесь состоит из 70,67 % соды и 29,33 % песка.

Задача 1.15. Анализ показал, что в газе содержатся азот и кислород в соотношении N:O = 7:16. Какова химическая формула газа?

Р е ш е н и е. Соотношение атомных масс элементов, входящих в состав газа, равно N:O = 14:32. Отсюда видно, что полученное соотношение соответствует формуле оксида азота (IV).

Ответ: формула соединения – NO2.

Задача 1.16. Анализ болотного газа показал, что в нем содержатся углерод и водород в соотношении С:Н = 3:1. Какова формула газа?

Р е ш е н и е. Соотношение атомных масс элементов, входящих в состав газа, равно С:Н = 3:1 = 12:4.

Отсюда видно, что полученное соотношение соответствует формуле тетрагидрида углерода (метану).

Ответ: формула соединения СН4.

Задача 1.17. При взаимодействии 150 г натрия с избытком хлора образовалось 381 г хлорида натрия. Найти молярную массу эквивалента натрия, его эквивалент и число эквивалентов в образце в молях, если молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

Р е ш е н и е. Из формулы вещества NaCl следует, что в реакции участвует 381 – 150 = 231 г хлора.

Поскольку вещества реагируют пропорционально эквивалентам, можно составить пропорцию откуда искомая молярная масса эквивалента натрия Meq(Na) равна:

Эквивалент натрия Э (Na) = Meq(Na) : M (Na) = 23 / 23 = 1.

Количество молей эквивалентов в образце равно: m(Na) / Meq(Na) = 150 / 23 = 6,5 моль.

Задача 1.18. Определить эквивалент и эквивалентные массы (молярные массы эквивалентов) элементов в соединениях НВг, Н2О и NН3.

Р е ш е н и е. В указанных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1 моль атомов брома, моль атомов кислорода моль атомов азота. Следовательно, согласно определению, эквиваленты брома, кислорода и азота равны соответственно 1 атом, атома и атома. Исходя из молярных масс атомов этих элементов, эквивалентная масса брома равна 79,9 г/моль, кислорода – 16 · = 8 г/моль, азота – 14 · = 4,67 г/моль.

Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент (эквивалентную массу) можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

Задача 1.19. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 9,8 г сульфида железа. Найти эквивалентную массу (молярную массу эквивалента) железа Mеq(Fe) и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.

Р е ш е н и е. По условиям задачи в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8 – 5,6 =3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.

Следовательно Mеq(Fe) г/моль железа эквивалентны 16 г/моль серы.

Откуда Молярная масса железа, численно совпадающая с его относительной молекулярной массой, равна 56 г/моль. Поскольку эквивалентная масса железа (28 г/моль) в два раза меньше молярной массы его атомов, то в 1 моль железа содержится 2 эквивалента. Следовательно, эквивалент железа равен атома.

Задача 1.20. Найти молярную массу эквивалентов железа, его эквивалент и число эквивалентов, приходящихся на формульную единицу в Fe2O3.

Р е ш е н и е. В этой задаче известна формула соединения. Из нее следует, что 1 моль данного оксида содержит 2 моль атомов железа, или 56 г/моль 2 моль = 112 г железа и, соответственно, 3 моль атомов кислорода, или 16 г/моль · 3 моль = 48 г кислорода.

Поскольку по закону эквивалентов m (Fe) : m (O) = Mеq(Fe) : Mеq(O), а Mеq(O) = M(O) / 2 = 16 / 2 = 8 г/моль, то подстановка в закон эквивалентов позволяет записать Mеq(Fe) = 8 · 112 / 48 = 18,7 г/моль.

Этот же результат можно получить делением молярной массы элемента на его валентность: Mеq(Fe) = 56 / 3 = 18,7 г/моль.

Эквивалент железа ЭFe = 18,7 / 56 = 0,33.

Количество эквивалентов, приходящихся на формульную единицу (то есть, на один атом железа) равно: z(Fe) = 1/3 = 3 экв/атом Fe.

Задача 1.21. Написать реакции взаимодействия вещества А (Fe(OH)3) с веществом В:

а) эквивалентным количеством вещества В (H3PO4);

Дать названия полученным солям и нарисовать графические формулы. Составить уравнения реакций перевода основных и кислых солей в средние соли.

Р е ш е н и е. а) Эквивалентное количество кислоты:

б) недостаток кислоты:

3Fe(OH)3 + 2H3PO4 = [Fe(OH)]3(PO4)2 + 6H2O;

недостаток кислоты:

3Fe(OH)3 + H3PO4 = [Fe(OH)2]3PO4 + 3H2O ;

в) избыток кислоты:

2Fe(OH)3 + 3H3PO4 = Fe2(HPO4)3 + 6H2O ;

избыток кислоты:

Графические формулы:

H-O-Fe- O – P=O H-O-Fe – O или гидроксофосфат железа (III) ;

H-O-Fe-O-P=O Гидрофосфат железа (III) H-O- Fe-O –P=O H-O- Fe- O Задача 1.22. При восстановлении 8,07 г оксида элемента требуется 4,48 л водорода, измеренного при н.у. (нормальные условия). Вычислите молярную массу эквивалента элемента и его оксида.

Р е ш е н и е. Составляем пропорцию согласно заклну эквивалентов где 11,2 л – молярный объем эквивалента водорода.

Откуда находим Mеq(Me) = Mеq(MeO) – Mеq(O) = 20,175 – 8 = 12,175 (г/моль).

Задача 1.23. 2 г двухвалентного элемента вытесняют из кислоты 1,12 л водорода при 0 оС и 101,3 кПа. Вычислите молярную массу эквивалента элемента.

Р е ш е н и е. По закону эквивалентов Откуда Mеq(Me) = (2 • 11,2 / 1,12) = 20 г/моль.

Задача 1.24. Определить величины химических эквивалентов реагентов, участвующих в следующей химической реакции:

А12(SO4)3 + 12КОН = 2K3[Al(OH)6] + ЗК2SО4.

Р е ш е н и е. Число эквивалентов реагирующих веществ равно:

Соответственно, величины эквивалентов будут равны: для А12(SO4) 1 : 12 = 1/12; для КОН 1:1 = 1.

Задача 1.25. Вычислить величины химических эквивалентов и молярные массы эквивалентов реагентов, участвующих в следующей химической реакции:

Число эквивалентов реагентов для МgSO4 равно двум, для Na3РO равно трем.

Соответственно, величины эквивалентов обратны числам эквивалентов: для МgSO4 – 1 : 2 = 0,5; для Na3РO4 – 1 : 3 = 0,33.

Молярные массы эквивалентов реагентов равны:

Mеq(МgSO4) = 120 / 2 = 60 г/моль; Mеq(Na3РO4) = 164 / 3 = 54,7 г/моль.

1.1. При восстановлении водородом 10,17 г оксида двухвалентного металла образовалось 2,25 г воды, молярная масса эквивалента которой равна 9 г/моль. Вычислить эквивалент металла и эквивалент оксида. Чему равна атомная масса металла?

1.2. Молярная масса эквивалентов трехвалентного металла равна г/моль. Вычислить атомную массу металла, эквивалент оксида и процентное содержание кислорода в оксиде.

1.3. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислить молярную массу эквивалента металла.

1.4. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г сульфата этого же металла. Вычислить молярную массу эквивалента металла.

1.5. Оксид трехвалентного элемента содержит 31,6% кислорода. Вычислить эквивалент и атомную массу этого элемента.

1.6. Один оксид марганца содержит 22,6% кислорода, другой – 50,5%. Вычислить эквиваленты марганца в этих оксидах и составить их химические формулы.

1.7. При сгорании серы в кислороде образовалось 12,8 г SO2. Сколько эквивалентов кислорода требуется на эту реакцию? Чему равны эквиваленты серы и ее оксида?

1.8. Вычислить эквиваленты H3PO4 в реакциях образования а) гидрофосфата, б) дигидрофосфата и в) ортофосфата.

1.9. Чему равна молярная масса эквивалента воды при взаимодействии ее с а) натрием, б) оксидом натрия?

1.10. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислить эквиваленты металла и его оксида.

1.11. При восстановлении 1,2 г оксида металла водородом образовалось 0,27 г воды. Вычислить эквивалент оксида и эквивалент металла.

1.12. Написать уравнение реакции Fe(OH)3 с соляной кислотой, при которой образуются следующие соединения железа: а) дигидроксохлорид, б) гидроксохлорид, в) трихлорид. Вычислить эквивалент Fe(OH)3 в каждой из этих реакций.

1.13. Избытком едкого кали КОН подействовали на растворы:

а) дигидрофосфата калия, б) дигидроксонитрата висмута (+3). Написать уравнения реакций этих веществ с КОН и определить их эквиваленты.

1.14. Вещество содержит 39 % серы, молярная масса эквивалента которой 16 г/моль, и мышьяк. Вычислить молярную массу эквивалента и валентность мышьяка, составить химическую формулу этого вещества.

1.15. Избытком соляной кислоты подействовали на растворы:

а) гидрокарбоната кальция, б) гидроксодихлорида алюминия. Написать уравнения реакций.

1.16. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислить эквиваленты металла и его оксида. Чему равна атомная масса металла?

1.17. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить эквивалент и атомную массу металла.

1.18. В оксидах азота на два атома приходится: а) пять, б) четыре, в) один атом кислорода. Вычислить эквиваленты азота в оксидах и эквиваленты оксидов.

1.19. Одна и та же масса металла соединяется с 1,591 г галогена и с 70,2 см3 кислорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить молярную массу эквивалента галогена.

1.20. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить эквивалентную массу кислоты и ее основность.

1.21. Вычислить количество вещества хлорида алюминия, которое можно получить при взаимодействии алюминия с раствором, содержащим 0,6 моль хлороводорода.

1.22. Какую массу ортофосфорной кислоты можно получить при нагревании 0,2 моль оксида фосфора (V) с достаточным количеством воды?

1.23. Вычислить объем кислорода, затраченного на процесс горения 1 м3 смеси газов, содержащей 448 л метана, 224 л этана и 328 л азота.

1.24. Какая масса известняка, содержащего 10 % примесей, растворится в уксусной кислоте, если в результате реакции образовалось 0,3 моль ацетата кальция?

1.25. Каков состав (в % по массе) медно-алюминиевого сплава, если при обработке 1 г его избытком соляной кислоты выделилось 1,18 л Н2?

1.26. Сопоставить количество молекул, содержащееся в 1 г NH3 и в 1 г N2. В каком случае и во сколько раз число молекул больше?

1.27. Выразить в граммах массу одной молекулы диоксида серы.

1.28. Одинаково ли число молекул в 0,001 кг Н2 и в 0.001 кг O2, в 1 моль О2 и в 1 моль Н2, в 1 л H2 и 1 л О2 при одинаковых условиях?

1.29. Сколько молекул содержится в 1,00 мл Н2 при н. у.?

1.30. Какой объем при нормальных условиях занимают 271021 молекул газа?

1.31. Каково соотношение объемов, занимаемых 1 моль О2 и 1 моль О3 (условия одинаковые)?

1.32. Взяты равные массы кислорода, водорода и метана при одинаковых условиях. Найти отношение объемов взятых газов.

1.33. На вопрос, какой объем займет 1 моль воды при нормальных условиях, был получен ответ 22,4 л. Правильный ли это ответ?

1.34. Сколько молекул диоксида углерода находится в 1 л воздуха, если объемное содержание СО2 составляет 0,03 % об. при н. у.?

1.35. Вычислить массу: а) 2 л Н2 при 15 °С и давлении 100,7 кПа;

б) 1 м N2 при 10 °С и давлении 102,9 кПа ; в) 0,5 м3 Сl2 при 20 °С и давлении 99,9 кПа.

1.36. Привести к нормальным условиям 608 мл газа, имеющего температуру 91 °С и давление 740 мм рт. ст.

1.37. Вычислить молярную массу газа, если относительная плотность его по воздуху равна 1,45 (молярная масса воздуха равна 29 г/моль).

1.38. Вычислить молярную массу ацетона, если масса 500 мл его паров при 87 °С и давлении 96 кПа равна 0,93 г.

1.39. Из скольких атомов состоят в парах молекулы ртути, если плотность паров ртути по воздуху равна 6,92?

1.40. Вычислить массу кислорода, содержащегося в баллоне емкостью 25 л при 20 °С и 120 атм.

1.41. При 17 °С и давлении 104 кПа масса 624 мл газа равна 1,56 г.

Вычислить молярную массу газа.

1.42. Вычислить массу 1 м3 СО2 при 27 °С и 101,325 кПа.

1.43. Какой объем займет 1 кг воздуха при 17 °С и давлении 1 атм?

1.44. Вычислить, при каком давлении 5 кг азота займут объем 50 л, если температура равна 500 °С?

1.45. Вычислить, какие газы тяжелее, а какие легче воздуха: NО2, СО, Сl2, СН4? Во сколько раз?

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Сложные вещества делят на органические и неорганические. К органическим веществам относят многочисленную группу углеродсодержащих соединений, за исключением некоторых простейших соединений углерода – СО, СО2, Н2СО3, карбонатов, НСN и некоторых других. Органические соединения ввиду их многочисленности и особенностей строения и свойств выделены в самостоятельный раздел органической химии. Все остальные сложные вещества называются неорганическими.

Неорганические соединения могут классифицироваться как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные.

К бинарным соединениям относятся, например, соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галогениды – фториды, хлориды, бромиды, иодиды), серой (сульфиды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), соединения металлов с водородом (гидриды).

Примеры бинарных соединений: Аl2O3 – оксид алюминия, КВr – бромид калия, СаС2 – карбид кальция, Мg3N2 – нитрид магния, LiH – гидрид лития.

Если элемент может находиться в различной степени окисления, то после названия бинарного соединения в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления, например: СО – оксид углерода (II), СО2 – оксид углерода (IV), РСl3 – хлорид фосфора (III), РСl5 – хлорид фосфора (V).

По функциональным признакам неорганические соединения обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.

Оксиды. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды включают безразличные оксиды, пероксиды и двойные оксиды. Примерами безразличных оксидов являются СО, NO, SiO. Это оксиды неметаллов, им не соответствуют кислоты, и они не вступают в реакции солеобразования. К двойным или солеобразным относят оксиды, образованные атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных элементов. Их формулы можно написать в виде солей, например, Fe3O4 – Fe(FeO2)2; (МgAI2)O4 – Mg(AIO2)2. Пероксиды (Н2О2, Nа2О2 и др.) содержат атомы кислорода в степени окисления (1). Солеобразующие оксиды принято делить на три группы: оснвные, кислотные и амфотерные.

К оснвным оксидам относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют основания. Примеры основных оксидов: Nа2О – оксид натрия, К2О – оксид калия, СаО – оксид кальция, МgО – оксид магния, СuO – оксид меди (II), СrO – оксид хрома (II), МnO – оксид марганца (II), FeO – оксид железа (II).

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислыми солями, с кислотными и амфотерными оксидами:

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Основные оксиды могут также вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или некоторых металлов в высоких степенях окисления: SO2 – оксид серы (IV), SO3 – оксид серы (VI), CrO3 – оксид хрома (VI), Р2О5 – оксид фосфора (V), Mn2O7 – оксид марганца (VII). Кислотным оксидам соответствуют кислоты.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий их как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Как видно из приведенных реакций, SO3 – ангидрид серной кислоты, N2O5 – ангидрид азотной кислоты, Mn2O7 – ангидрид марганцовой кислоты, P2O5 – является ангидридом трех кислот (метафосфорной, ортофосфорной и дифосфорной).

Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, основными и амфотерными оксидами:

Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей при нагревании:

Как и другие типы оксидов, кислотные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции, например:

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют с кислотами и с растворимыми основаниями, с кислотными и основными оксидами:

Al2O3 + 2NaOH = 2NaАlО2 + Н2О (при сплавлении) К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2O3, оксид хрома (III) Сr2O3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид свинца PbO и ряд других.

Оксиды при обычных условиях могут быть твердыми веществами (Na2О, N2О5, СuO, Р2О5, SiO2), жидкостями (SО3, N2О4, CI2О7, Н2О) или газообразными веществами (NО, NО2, СО2, SО2).

Способы получения оксидов различны. Основными являются следующие способы.

Непосредственное соединение простого вещества с кислородом (при различных условиях). Например:

Горение сложных веществ. Например:

Разложение при нагревании кислородных соединений: солей, нерастворимых оснований, кислот. Например:

Основания. Основаниями или гидроксидами металлов согласно теории электролитической диссоциации являются вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН.

Названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла: NaOH – гидроксид натрия, Ва(ОН)2 – гидроксид бария, Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III), Аl(OH)3 –гидроксид алюминия.

Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются тривиальные (неноменклатурные, исторически сложившиеся) названия: NaOH – едкий натр, КОН – едкое кали, Са(ОН)2 – гашеная известь, Ва(ОН)2 – едкий барит.

Основания делят на растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые.

Щелочи образованы щелочными и щелочноземельными металлами, их немного. Щелочами являются: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Rа(ОН)2. К щелочам также относят гидроксид аммония NH4ОН – слабое основание, образующееся при растворении в воде аммиака, и гидроксид таллия (I) ТlОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Число гидроксидных групп (гидроксогрупп), содержащихся в молекуле основания определяет его кислотность. Например, СsOH – однокислотное основание, Са(ОН)2 – двухкислотное основание, Fe(ОН)3 – трехкислотное основание. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Растворы щелочей изменяют цвет кислотно-основных индикаторов.

Лакмус в щелочной среде приобретает синюю окраску, фенолфталеин – малиновую, метилоранжевый – желтую.

Общим свойством растворимых и нерастворимых оснований является способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды:

Реакция между кислотой и основанием, в результате которой образуется соль и вода, называется реакцией нейтрализации.

Основания могут вступать в реакции с кислыми солями:

Ва(ОН)2 + Са(НСO3)2 = ВаСO3 + СаСО3 + 2Н2О Щелочи, как было показано выше, взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, а также реагируют с растворами солей:

Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксид-анионов). Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами с образованием солей. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (в водном растворе) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnО2 + 2Н2О (при сплавлении) К амфотерным гидроксидам относятся: Zn(OH)2, AI(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2 и др.

Растворимые в воде основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

Широко применяемые щелочи – гидроксид натрия NaОН и гидроксид калия КОН – в промышленности получают электролизом водных растворов хлорида натрия NaСl и хлорида калия КСl:

Нерастворимые в воде основания получают действием щелочей на водные растворы соответствующих солей:

Кислоты. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода Н+.

Например:

По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (Н2SO4, HNO3) и бескислородные (НСI, H2S, HCN); по числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, на одноосновные (НСI), двухосновные (Н2SO4), трехосновные (Н3РО4). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента, образующего кислоту, добавляют суффикс “о” и слово “водородная”: НF – фтороводородная кислота, Н2S – сероводородная кислота и т. д. Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс “н(ая)” или “ов(ая)”. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: “оват(ая)”, “ист(ая)”, “оватист(ая)”.

Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием атомов кислорода добавляется приставка “мета”, а к названию кислоты с наибольшим числом атомов кислорода – приставка “орто”, например, НРО3 – метафосфорная кислота, Н3РО4 – ортофосфорная кислота.

Растворы кислот изменяют цвет кислотно-основных индикаторов:

лакмус окрашивается в красный цвет, метиловый оранжевый – в розовый, а фенолфталеин остается бесцветным.

Характерным свойством кислот является взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, основаниями, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями:

При нагревании некоторые кислоты разлагаются:

Большинство кислородсодержащих кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой. Например:

Бескислородные кислоты могут быть получены путем соединения неметаллов с водородом с последующим растворением водородного соединения в воде. Например:

Как кислородсодержащие, так и бескислородные кислоты можно получить по реакции обмена между солями и другими кислотами:

Соли. Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе катионы металлов (или аммония NН4+) и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы Н+ и ОН–.

В зависимости от состава различают средние, кислые, оснвные, двойные, смешанные, комплексные и гидратные соли.

В средних солях атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла полностью. Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже. Примеры средних солей: Na2SO4 – сульфат натрия, К2СО – карбонат калия, К3РО4 – ортофосфат калия, СаСI2 – хлорид кальция, FeS – сульфид железа (II).

Уравнения диссоциации средних солей можно записать так:

В кислых солях атомы водорода замещены частично. Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку “гидро”, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т. д.) Например, NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, KHSO4 – гидросульфат калия, Na2HPO4 – гидроортофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидроортфосфат натрия, LiHS – гидросульфид лития.

Диссоциация кислых солей происходит ступенчато:

В основных солях группы ОН соответствующего основания замещены частично на кислотные остатки. Названия основных солей тоже образуют подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку “гидроксо”, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Например, Fe(OH)Cl – гидроксохлорид железа(II), Al(OH)2NO3 – дигидроксонитрат алюминия, (CuOH)2CO3 – гидроксокарбонат меди(II).

Диссоциация основных солей так же, как и кислых, происходит ступенчато:

В двойных солях содержатся два разных катиона: СаМg(CO3)2 – карбонат кальция-магния, КNaCl2 – хлорид калия-натрия, КАl(SO4)2 – сульфат калия-алюминия.

В смешанных солях содержатся два разных аниона: PbCl(F) – фторид-хлорид свинца(II), Na3CO3(HCO3) – гидрокарбонат-карбонат натрия.

Двойные и смешанные соли диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:

В состав комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы, которые и отщепляются при диссоциации:

В свою очередь комплексные ионы в очень малой степени подвергаются дальнейшей диссоциации:

В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NH3)4]Cl2 – хлорид тетраамминмеди (II), [Аg(NH3)2]2SO4 – сульфат диамминсеребра (I). В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом “ат”, например:

К[Аl(OH)4] – тетрагидроксоалюминат калия, К4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(II) калия.

Названия гидратных солей образуют добавлением численной приставки к слову “гидрат”, например, CuSO4·5Н2О – пентагидрат сульфата меди (II), Nа2SO4·10Н2О – декагидрат сульфата натрия, СаСl2·2Н2О – дигидрат хлорида кальция.

Для многих солей в лабораторной практике используются тривиальные названия: NаСl – поваренная соль, Nа2СО3 – сода, NаНСО3 – питьевая сода, К2СО3 – поташ, КСlО3 – бертоллетова соль, СаСО3 – мел, К2Сr2О7 – хромпик, CuSO4·5Н2О – медный купорос, К4[Fe(CN)6]·3Н2О – желтая кровяная соль, К3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль.

По физическим свойствам соли представляют собой твердые кристаллические вещества разного цвета. Растворимость их различна. Некоторые соли хорошо растворимы в воде, например все соли азотной кислоты (нитраты); другие же, например карбонат кальция СаСО3, сульфат бария ВаSO4, хлорид серебра АgCl, практически нерастворимы.

Химические свойства солей обусловливаются их отношением к металлам, щелочам, кислотам и солям.

В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов солей. Например:

Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять литий Li, натрий Na, калий К, кальций Са, барий Ва и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой.

Соли взаимодействуют со щелочами в водных растворах:

Соли реагируют с кислотами:

Многие соли взаимодействуют между собой в растворах:

Реакции солей со щелочами, кислотами и другими солями протекают до конца лишь в том случае, если один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадает в виде осадка, выделяется в виде газа или представляет собой малодиссоциированное соединение.

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления при нагревании разлагаются:

Соли получают при химическом взаимодействии соединений различных классов и простых веществ. Отметим важнейшие способы получения солей.

Реакция нейтрализации:

Взаимодействие кислот с основными оксидами:

Взаимодействие кислот с солями:

Взаимодействие щелочей с солями:

Взаимодействие двух различных солей:

Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:

Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

Взаимодействие металлов с неметаллами:

Взаимодействие металлов с кислотами:

Взаимодействие металлов с солями:

Существуют и другие способы получения солей.

В табл. 2.1 приведены наиболее часто встречающиеся названия кислот и их солей.

Дихромовая H2Cr2O7 дихроматы K2Cr2O7 – дихромат калия Марганцовая HMnO4 перманганаты KMnO4 – перманганат калия Роданистоводородная HCNS роданиды NaCNS – роданид натрия Тиосерная H2S2O3 тиосульфаты Na2S2O3 – тиосульфат натрия Угольная кислота H2CO3 карбонаты Na2CO3 – карбонат натрия (плавиковая) Хлорноватистая HСlO гипохлориты NaOCl – гипохлорит натрия Цианистоводородная HCN цианиды KCN – цианид калия Задача 2.1. Назвать металлы, обозначаемые символами химических элементов: Zn, Fe, Au, Cu, Sn, Pb, Na, K, Ca, Ba, Mg, Pt, Ag, Cr, Mn, Co, Ni.

Р е ш е н и е. Zn – цинк, Fe – железо, Au – золото, Cu – медь, Sn – олово, Pb – свинец, Na – натрий, K – калий, Ca – кальций, Ba – барий, Mg – магний, Pt – платина, Ag – серебро, Cr – хром, Mn – марганец, Co – кобальт, Ni – никель.

Задача 2.2. Назвать соединение NaCl.

Р е ш е н и е. NaCl – это хлорид натрия (тривиальное название – поваренная соль).

Задача 2.3. Назвать соединение Na2SO4.

Р е ш е н и е. Na2SO4 – это сульфат натрия. Кристаллогидрат данной соли Na2SO4 ·10Н2O имеет тривиальное название – глауберова соль.

Задача 2.4. Назвать соединение Na2SO3.

Р е ш е н и е. Na2SO3 – это сульфит натрия.

Задача 2.5. Назвать соединение Na2S.

Р е ш е н и е. Na2S – это сульфид натрия.

Задача 2.6. Назвать соединение NaHSO4.

Р е ш е н и е. NaHSO4 – это гидросульфат натрия, кислая соль.

Задача 2.7. Назвать соединение NaHSO3.

Р е ш е н и е. NaHSO3 – это гидросульфит натрия, кислая соль.

Задача 2.8. Назвать соединение Na2СO3.

Р е ш е н и е. Na2СO3 – это карбонат натрия. Тривиальное название – сода для стирки или кальцинированная сода (не путать – каустическая сода NaOH).

Задача 2.9. Назвать соединение NaНСO3.

Р е ш е н и е. NaНСO3 – это гидрокарбонат натрия. Тривиальное название – питьевая сода (не путать с кальцинированной содой, применяемой в стирке).

Задача 2.10. Назвать соединение (CuOH)2CO3.

Р е ш е н и е. (CuOH)2CO3 – это гидроксокарбонат меди (II) или малахит.

Задача 2.11. Назвать соединение KNO3.

Р е ш е н и е. KNO3 – это нитрат калия. Тривиальное название – индийская селитра, чаще просто селитра или калиевая селитра.

Задача 2.12. Назвать вещество KNO2.

Р е ш е н и е. KNO2 – это нитрит калия.

Задача 2.13. Назвать соединение KH2PO4.

Р е ш е н и е. KH2PO4 – это дигидрофосфат калия.

Задача 2.14. Назвать соединение K2НРO4.

Р е ш е н и е. K2НРO4– это гидрофосфат калия.

Задача 2.15. Назвать бинарные соединения: Аl2O3, КВr, СаС2, Мg3N2, LiH, СО, СО2, РСI3, РСI5.

Р е ш е н и е. Аl2O3 – оксид алюминия, КВr – бромид калия, СаС2 – карбид кальция, Мg3N2 – нитрид магния, LiH – гидрид лития. Если элемент может находиться в различной степени окисления, то после названия бинарного соединения в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления: СО – оксид углерода (II), СО2 – оксид углерода (IV), РСI3 – хлорид фосфора (III), РСI5 – хлорид фосфора (V).

Задача 2.16. Назвать оснвные оксиды: Nа2О, К2О, СаО, МgО, СuO, СrO, МnO, FeO.

Р е ш е н и е. Nа2О – оксид натрия, К2О – оксид калия, СаО – оксид кальция, МgО – оксид магния, СuO – оксид меди (II), СrO – оксид хрома (II), МnO – оксид марганца (II), FeO – оксид железа (II).

Задача 2.17. Назвать кислотные оксиды: SO2, SO3, CrO3, Р2О5, Mn2O7.

Р е ш е н и е. Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или некоторых металлов в высоких степенях окисления: SO2 – оксид серы (IV), SO3 – оксид серы (VI), CrO3 – оксид хрома (VI), Р2О5 – оксид фосфора (V), Mn2O7 – оксид марганца (VII).

Задача 2.18. Ангидридами каких кислот являются следующие кислотные оксиды: SO3, N2O5, Mn2O7, P2O5?

Р е ш е н и е. Ангидриды кислот – продукты отщепления воды от соответствующих кислот: SO3 – ангидрид серной кислоты, N2O5 – ангидрид азотной кислоты, Mn2O7 – ангидрид марганцовой кислоты, P2O5 – ангидрид трех кислот (метафосфорной, ортофосфорной и дифосфорной).

Задача 2.19. Назвать основания: LiOH, Ва(ОН)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3, Аl(OH)3.

Р е ш е н и е. Название оснований составляются из слова гидроксид и названия металла: LiOH – гидроксид лития, Ва(ОН)2 – гидроксид бария, Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III), Аl(OH)3 – гидроксид алюминия.

Задача 2.20. Назвать двойные соли: СаМg(CO3)2, КNaCl2, КАl(SO4)2.

Р е ш е н и е. В двойных солях содержатся два разных катиона:

СаМg(CO3)2 – карбонат кальция-магния, КNaCl2 – хлорид калия-натрия, КАl(SO4)2 – сульфат калия-алюминия.

Задача 2.21. Назвать смешанные соли: PbCl(F), Na3CO3(HCO3).

Р е ш е н и е. В смешанных солях содержатся два разных аниона:

PbCl(F) – фторид-хлорид свинца (II), Na3CO3(HCO3) – гидрокарбонаткарбонат натрия.

Задача 2.22. Дать названия комплексных соединений: [Cu(NH3)4]Cl2, [Аg(NH3)2]2SO4, К[Аl(OH)4], К4[Fe(CN)6].

Решение. В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NH3)4]Cl2 – хлорид тетраамминмеди (II), [Аg(NH3)2]2SO4 – сульфат диамминсеребра (I). В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом “ат”, например: К[Аl(OH)4] – тетрагидроксоалюминат калия, К4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(II) калия.

Задача 2.23. Назовите гидратные соли: CuSO4·5Н2О, Nа2SO4·10Н2О, СаСl2·2Н2О.

Р е ш е н и е. Названия гидратных солей образуют добавлением численной приставки к слову “гидрат”: CuSO4·5Н2О – пентагидрат сульфата меди, Nа2SO4·10Н2О – декагидрат сульфата натрия, СаСl2·2Н2О – дигидрат хлорида кальция.

Задача 2.24. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Задача 2.25. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Р Р2О5 Н3РО4 Са3(РО4)2 Н3РО4 Са(Н2РО4) 2.1. Написать формулы ангидридов указанных кислот: H2SO4; Н3ВО3;

H4P2O7; НСlО; НМnО4.

2.2. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным кислотам и гидроксидам: H2SiO3; Cu(OH)2; H3AsO4 ; H2WO4 ; Fe(OH)3; Н3ВО3;

НNО3.

2.3. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

2.4. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

2.5. Какие из указанных ниже газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: НСl; H2S; NO2; N2; Cl2; СН4; SO2; NH3? Написать уравнения соответствующих реакций.

2.6. Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении AgNO3;

CuSO4; K3PO4 и ВаСl2? Написать уравнения реакций и назвать полученные соли.

2.7. Назвать следующие соединения: К2О2; МnО2; ВаО2; МnО; СrО3;

V2O5.

2.8. Как доказать амфотерный характер ZnO; Al2О3; Sn(OH)2;

Сr(ОН)3; Zn(ОН)2?

2.9. Можно ли получить раствор, содержащий одновременно:

Указать, какие комбинации невозможны и почему.

2.10. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли: HI;

H2Se; H2SeO3; H2C2O4; CH3COOH?

2.11. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: Р2О5; СО2; N2O5; NO2; SO2; Сl2О7; В2О3;

СrО3?

2.12. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: N2O5; Zn(OH)2; CaO; AgNO3; H3PO4? Составить уравнения реакций.

2.13. Какие из указанных ниже веществ реагируют с гидроксидом натрия: HNO3; CaO; CO2; CuSO4; Cd(OH)2; P2O5? Составить уравнения реакций.

2.14. Написать уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах оксидов: FeO; Cs2O; HgO; Bi2О3.

2.15. Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный характер оксидов: SeO2; SO3; Mn2O7; P2О5; CrO3.

2.16. Составить уравнения реакций получения хлорида магния:

а) действием кислоты на металл; б) действием кислоты на основание; в) действием соли на соль.

2.17. Составить уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящих к образованию солей: NaNO3; NaHSO4; Na2HPO4; K2S;

Fe2(SO4)3.

2.18. Какие вещества могут быть получены при взаимодействии кислоты с солью? Кислоты с основанием? Соли с солью? Привести примеры реакций.

2.19. Составить формулы нормальных и кислых солей калия и кальция, образованных: а) угольной кислотой; б) мышьяковистой кислотой; в) ортофосфорной кислотой.

2.20. Назвать соли: SbONO3; [Fe(OH)2]2CrO4; (AlOH)SO4; Cd(HS)2;

Ca(H2PO4)2.

2.21. При взаимодействии каких веществ можно получить дигидроортоантимонит натрия, метахромит натрия, гидроортоарсенат калия, сульфат гидроксоалюминия? Составить уравнения реакций.

2.22. Написать уравнения реакций образования Mg2P2О7; Ca3(PO4)2;

Mg(ClO4)2; Ba(NO3)2 в результате взаимодействия: а) основного и кислотного оксидов; б) кислоты и основания; в) основания и кислотного оксида;

г) основного оксида и кислоты.

2.23. Написать уравнения реакций, с помощью которых можно получить в лаборатории следующие вещества: а) хлороводород; б) сульфид свинца; в) сульфид бария; г) ортофосфат серебра; д) гидроксид железа (III);

е) нитрат меди (II).

A1(OH)2NO3; CrOHSO4; CaCrO4; K3AsО4; (CuOH)2CO3; NaHS; Ba(HSO3)2;

Са(СlО)Сl; Аl2(SО4)3.

2.25. Какие из указанных гидроксидов могут образовать основные соли: Cu(OH)2; Ca(OH)2; LiOH; A1(OH)3; КОН?

2.26. Ангидридом какой кислоты является Р2О5: а) фосфорной;

б) двуфосфорной; в) ортофосфорной?

2.27. Ангидридом какой кислоты можно считать Сl2О7: а) хлорной;

б) хлорноватой; в) хлорноватистой?

2.28. Какие из приведенных соединений относятся к пероксидам:

2.29. В реакции нейтрализации гидроксида калия ортомышьяковой кислотой молярная масса эквивалента кислоты оказалась равной г/моль. Какая соль при этом образовалась: а) ортоарсенат калия; б) гидроортоарсенат калия; в) дигидроортоарсенат калия?

2.30. Какая формула соответствует марганцовистой кислоте:

2.31. Вывести формулы оксидов, отвечающие следующим гидроксидам: Be(OH)2, Cr(OH)3, La(OH)3, CrO(OH), Cu(OH)2, Sr(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, FeO(OH).

2.32. Составить названия следующих солей: LiBrO4, Na2Cr2O7, Pb(IO3)2, PbI2, Na4P2O7, K2Se, NaClO, CsMnO4, CaF2, NaClO2, CuBr2;

Fе(NО3)2; NН4Сl; FеSО4·7Н2О.

2.33. Составить уравнения реакций:

Fe(OH)2 + HCl = (средняя и основная соли);

Ba(OH)2 + H3PO4 = (средняя и кислые соли);

Ba(OH)2 + H2CO3 = (cредняя соль, основная соль, кислая соль).

2.34. Получить средние соли по следующим реакциям:

Р2О5 + Li2O = …; CrO3 + NaOH = …; Cl2O7 + Ca(OH)2 = …;

BaO + N2O5 = …; Fe2O3 + HBr = ….

2.35. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Al2O3 AlCl3 Al(OH)Cl2 Al(OH)2Cl Al(OH)3 Al2O3;

Zn ZnO Zn(NO3)2 Zn(OH)2 Na2[Zn(OH)4].

СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

Ядро составляет фундаментальную основу атома. В нем сосредоточена основная масса атома (99,9%); радиус ядра 10–13 см, т.е. на 5 порядков (105) меньше радиуса атома (10–8 см). Основными структурными элементами ядра являются нуклоны. Нуклоны существуют в виде протонов (р) и нейтронов (n). Их масса покоя равна 1,67·10–24 г. Протон имеет заряд, равный +4,810–10 эл. ст. ед. (+1), нейтрон же является электронейтральной частицей. Помимо протонов и нейтронов в состав ядра входят и другие элементарные частицы. Количество протонов в ядре определяет его заряд (я), а количество нуклонов его массу. Ядра атомов определенного элемента содержат одинаковое количество протонов.

Разновидности атомов определенного элемента, отличающиеся своей массой (количеством нейтронов в ядре), называются изотопами. Так, у водорода имеются следующие изотопы: 1 Н протий; 2 D – дейтерий и 3 T – тритий.

Электронная оболочка атома. Свойства электронов. Электронная оболочка атома является совокупностью электронов. Чтобы охарактеризовать свойства электронной оболочки, надо вычленить основные свойства ее структурных элементов – электронов.

Современная теория строения атома основывается на законах волновой механики. Волновая механика сочетает основные положения квантовой механики с закономерностями распространения электромагнитных волн. Исследование свойств электрона показало, что он обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. он проявляет себя и как частица (корпускула), имеющая массу 9,1·10–28 г и заряд –4,81010 эл. ст. ед. (химики обозначают просто «–1», а символ электрона ), и как волна, которая характеризуется определенной длиной и, соответственно, энергией.

Двойственность электрона отражена в уравнении, предложенном французским физиком Луи де Бройлем (1924):

Это уравнение можно прочитать так: движению микрочастицы с массой m и скоростью v сопутствует волна, длиной ( –постоянная Планка = 6,63·10–34 Дж·с).

Волновые свойства электрона были подтверждены экспериментально в результате обнаружения у потока электронов таких явлений, как дифракция, интерференция. Замкнутая стоячая волна электрона охватывает весь атом, образуя так называемое электронное облако, в котором невозможно представить движение электрона по определенной траектории, т.е.

возникает полоса неопределенности, в пределах которой и находится электрон.

Немецким физиком Гейзенбергом сформулирован принцип неопределенности (1927), суть которого в том, что чем точнее определены координаты электрона (x, y, z), т.е. местоположение, тем с меньшей точностью определяется скорость электрона. Математически принцип неопределенности выражается уравнением и читается так: произведение неопределенностей положения (x) и скорости (v) движения микрочастицы, например, электрона с массой m, не может быть меньше определенной величины, выраженной отношением некоторой постоянной (Планка), отнесенной к массе электрона m.

Для макрочастиц величина /m очень мала (m – масса), поэтому для них справедливы законы классической механики.

Помимо неопределенности положения электрона в атоме к важнейшим его характеристикам относится энергия, размер и форма электронного облака.

Волновая механика описывает движение электрона в атоме при помощи так называемой волновой функции (пси). Общий вид этой функции находится из уравнения Шредингера, которое связывает волновую функцию электрона с его потенциальной Uпот. и полной энергией Е:

В этом уравнении первые три члена являются суммой вторых производных волновой функции по координатам электрона (x, у, z), m – масса электрона, – постоянная Планка.

Волновая функция соответствует амплитуде трехмерного волнового процесса. Квадрат волновой функции 2 имеет определенный физический смысл: произведение 2·d равно вероятности нахождения электрона в элементе объема d. 2 называют плотностью вероятности или электронной плотностью.

Решая уравнение Шредингера (в силу сложности удается только для одноэлектронного атома), находят полную энергию электрона Е и зависимость квадрата волновой функции от координат, т. е. распределение электронной плотности. Волновую функцию задают набором трех целых чисел, называемых квантовыми числами, совокупность которых определенно характеризует объем и форму пространства в атоме, в котором наиболее вероятно пребывание электрона, связь его с ядром, а также потенциальную энергию электрона.

Помимо трех квантовых чисел, отвечающих трем степеням свободы электрона, он имеет еще одну, четвертую степень свободы, отвечающую свойству электрона, называемому «спином».

Квантовые числа электронов. Главное квантовое число n определяет возможные энергетические состояния электрона в атоме, другими словами, характеризует энергетический уровень электрона; n принимает значение целых чисел 1, 2, 3…..7. Чем меньше значение главного квантового числа, тем меньше размер электронного облака, больше его плотность и энергия связи с ядром, меньше потенциальная энергия.

Максимальное значение главного квантового числа электронов атома, находящегося в нормальном (невозбужденном) состоянии, определяется номером периода, в котором находится элемент. Так, у атомов водорода в нормальном состоянии главное квантовое число электрона n = 1; у атомов натрия главное квантовое число электронов равно 1, 2, 3, т.е. 11 электронов атома натрия (заряд ядра Z = +11) распределены по трем энергетическим уровням. В нормальном состоянии атом может находиться бесконечно долго; при возбуждении атома электрон переходит на более высокий энергетический уровень, размер электронного облака увеличивается, его электронная плотность и связь с ядром становятся меньше, потенциальная энергия увеличивается.

Переход электрона на более высокий энергетический уровень происходит при поглощении кванта энергии. В возбужденном состоянии атом может находиться 10–8 – 10–9 с, обратный переход в нормальное состояние сопровождается выделением кванта энергии.

Побочное (орбитальное) квантовое число характеризует форму электронного облака и, соответственно, энергию электрона на данном энергетическом уровне (n). Возможные значения побочного квантового числа определяются значением главного квантового числа, и они равны от 0 до n–1. Каждому значению соответствует определенная форма электронного облака, которая имеет буквенное обозначение. Так, если = 0, то электронное облако имеет форму шара (s–состояние); если = 1, то электронное облако имеет форму объемной восьмерки (р–состояние); если = 2, (d–состояние) и = 3 (f–состояние), то электронные облака имеют более сложную форму. Формы электронных облаков для s–, р– и d–состояний электронов приведены на рис. 3.1.

Количество значений побочного квантового числа характеризует количество энергетических подуровней на данном энергетическом уровне.

Рис. 3.1. Формы электронных облаков s-, р-, d-состояний На первом энергетическом уровне (n = 1) побочное квантовое число = 0 (один подуровень); на втором энергетическом уровне (n = 2) побочное квантовое число = 0 и = 1 (2s- и 2p-состояния, т.е. два подуровня);

на третьем энергетическом подуровне (n = 3) = 0, 1, 2 (3s-, Зp- и 3d-состояния, т.е. три подуровня); на четвертом энергетическом уровне (n = 4) побочное квантовое число = 0, 1, 2, 3 (4s-, 4р-, 4d- и 4f-состояния, т.е. четыре энергетических подуровня). Для обозначения подуровня главное квантовое число записывают арабской цифрой, а побочное буквой, например: 1s – s-подуровень первого энергетического уровня; 4d – dподуровень четвертого энергетического уровня.

Потенциальная энергия каждого из подуровней на данном энергетическом уровне повышается в ряду s < р < d < f.

Магнитное квантовое число ml характеризует возможные ориентации электронных облаков в пространстве относительно направления внешнего магнитного поля. Возможные значения магнитного квантового числа определяются побочным квантовым числом, т.е. энергетическим подуровнем: ml = от + через 0 до –.

Количество значений магнитного квантового числа характеризует количество атомных орбиталей на подуровне, оно равно 2 +1. Так, если ( = 1) (р-состояние), магнитное квантовое число имеет следующие значения: +1, 0, –1 (три орбитали), что характеризует ориентации р-электронных облаков вдоль осей х, у, z (рис. 3.2).

Рис. 3.2. Значения магнитного квантового числа для р-орбиталей ориентированных по осям x, y, z Атомная орбиталь – это состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями трех квантовых чисел n,, ml, т. е.

определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака. Иногда атомную орбиталь отождествляют с электронным облаком, и атомной орбиталью называют пространство, в котором наиболее вероятно пребывание электрона. Графически любая орбиталь изображается в виде клетки, ячейки.

Общее число орбиталей определенного энергетического уровня равно n.

Спиновое квантовое число s не является решением уравнения Шредингера. Оно характеризует наличие у электрона так называемого спина.

Спин – это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин – это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Установлено, что для всех электронов значение спинового квантового числа s всегда равно. Проекция спина на ось z – магнитное спиновое квантовое число ms – может иметь лишь два значения: ms = + и ms = –. Электроны, имеющие значение ms = +, принято обозначать стрелкой, а электроны, имеющие значение ms = –, – стрелкой. Два электрона, имеющие противоположные спины, называют электронами с антипараллельными спинами и обозначают.

Таким образом, поведение электрона в атоме может быть полностью охарактеризовано совокупностью четырех квантовых чисел.

Распределение электронов в атомах. Распределение электронов в атомах элементов (электронная конфигурация) определяется тремя основными положениями.

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали не может быть более двух электронов. Эти два электрона уже имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n,, m) и должны, следовательно, отличаться магнитным спиновым числом ms.

Исходя из этого, можно рассчитать максимальное количество электронов, которое может быть на том или ином энергетическом уровне: на 1ом энергетическом уровне – 2 электрона (1s2), на 2-ом – 8 электронов (2s22p6), на 3-ем – 18 электронов (3s23p63d10), на 4-ом – 32 электрона (4s24p6 4d104f14).

2. Принцип наименьшей энергии. Электроны заполняют энергетические уровни и подуровни в порядке увеличения их энергии.

Так как энергия электрона в основном определяется значениями главного и побочного квантовых чисел, сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений n + является наименьшей (1-е правило В.М. Клечковского).

Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n + = 4 + 0 = 4, а во втором n + = 3 + 2 = 5. Именно поэтому в четвертом периоде электронами сначала заполняется 4s-подуровень, а лишь потом 3d-подуровень.