«Т.В. Ступко КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. ЗАКОНЫ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ Методическое пособие Красноярск 2003 4 СОДЕРЖАНИЕ 1.Общие методические указания 2. Классификация неорганических ...»

3

Министерство образования и науки РФ

ГОУ ВПО «Красноярский государственный педагогический

университет им. В.П. Астафьева»

Т.В. Ступко

КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ

СОЕДИНЕНИЙ. ЗАКОНЫ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ

Методическое пособие

Красноярск 2003 4

СОДЕРЖАНИЕ

1.Общие методические указания 2. Классификация неорганических соединений 3.Номенклатура неорганических соединений 4.Общие химические свойства основных классов неорганических веществ 5. Основные законы атомно-молекулярного учения :

5.1 Стехиометрические газовые законы химии 6. Примеры решения задач 7.Индивидуальное домашнее задание № Рекомендуемая литература

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Одним из видов учебных занятий студентов является самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе общей и неорганической химии она слагается из следующих элементов: изучение разделов дисциплины по конспектам лекций, учебникам и учебным пособиям; подготовка к лабораторным и практическим занятиям; решение задач; выполнение домашних контрольных заданий (ДКЗ); индивидуальные консультации; защита ДКЗ;

выполнение аудиторных контрольных заданий; экзамен.

Перед выполнением лабораторных работ студент должен предварительно изучить теоретический материал, быть готовым ответить на вопросы по изучаемой теме, решить задачи, начать оформлять отчет.

Форма отчета по лабораторной работе Лабораторная работа Название 1. Цель работы.

2. Оборудование (рис. установки, если опыты не пробирочные).

3. Ход работы (кратко).

4. Наблюдения (подробно).

5. Уравнения реакций и ход расчетов, если необходимо.

6. Вывод.

Все пункты отчета, кроме 4 и 6, должны быть оформлены студентом в ходе подготовки к лабораторной работе. После завершения работы студент на этом же занятии обязан показать отчет преподавателю и ответить на вопросы по теме занятия. Пропущенные по любым причинам работы должны быть отработаны во время консультаций или с другой группой.

Домашние контрольные задания ДКЗ являются индивидуальными для каждого студента, номер варианта задания дает преподаватель. В первом семестре по курсу общей химии таких заданий предусмотрено 5. График их сдачи приведен ниже. Варианты заданий даны в методических пособиях.

Студент, не выполнивший и не защитивший лабораторные работы, ДКЗ и аудиторные контрольные работы, к сдаче экзамена не допускается.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

В настоящее время известно более 100 тысяч неорганических веществ, классифицировать которые по одному признаку невозможно. Классификацию веществ можно проводить по-разному, в зависимости от принципа или признака, которые кладутся в ее основу.

По составу все вещества делятся на простые, бинарные и сложные (в том числе комплексные соединения). Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Их можно также разделить на вещества с молекулярной и (Cl 2, S8) и немолекулярной (С, Li) структурой кристаллической решетки.

Бинарные соединения по характеру химической связи разделяются на ионные (NaCl), ковалентные (НСl) и металлоподобные. К последним относятся и интерметаллиды (соединения между металлами, например, Zn 3Ag2).

Различают также бинарные соединения постоянного (СО2) и переменного (TiOx) состава. Общепринята классификация бинарных неметаллоподобных соединений по природе анионообразователя: гидриды, оксиды, хлориды, карбиды и т.д.

В свою очередь, например, оксиды можно подразделять на кислотные (SO3), основные (CaO), амфотерные (ZnO) и индифферентные (NO). Последние не реагируют ни с водой, ни с кислотами, ни с щелочами (рис. 1).

Кроме того, соединения с кислородом в зависимости от степени окисления элемента делятся на низшие (СО, Сl2O) и высшие (СО2, Сl2O7), а в зависимости от степени окисления кислорода на оксиды (Na 2O); пероксиды (H2O2), надпероксиды (KO2) и озониды (KO3).

Если бинарные соединения можно рассматривать как продукты взаимодействия простых веществ, то сложные (содержащие более двух элементов) как продукты взаимодействия (хотя бы косвенного) бинарных веществ (SO3 + H2O = H2SO4, FeCl3 + HСl = H[FeCl4]) или бинарного вещества с простым {(Ni + 4CO = Ni(CO)4}.

Сложные вещества по характеру связи между структурными элементами разделяют на электролиты {вещества с ионной (NaNO 3) или полярноковалентной связью (НСlO)} и неэлектролиты {соединения с металлической (ZnGeAs2) или ковалентной связью (СНСl3)}.

Химические вещества можно также классифицировать по функциональному признаку: окислители и восстановители, растворители и осадители, кислоты и основания, соли и др. (рис. 1). В свою очередь кислоты и основания делятся на одно-, двух- (и т.д.) основные и кислотные, соответственно, а также на сильные (HClO4, NaOH), средней силы (H2SO3, Ca(OH)2) и слабые (H2F2, NH3. H2O). Кроме того, кислоты различают: бескислородные (H2S), кислородосодержащие (Н2СО3), комплексные (Н[BF4]), а также мономерные (Н3РО4), димерные (Н4Р2О7), полимерные (НРО3)n.

Соли тоже подразделяются на кислородные - Na2SO4, бескислородные - NaF, комплексные - Na2[SiF6], а кроме того, на средние или нормальные FeCl3, кислые - СаНРО4, основные - Fe(OH)2Cl, а также на простые - NaNO3, двойные - (NH4)2Fe(SO4)2 и смешанные - (FeCl2)2SO4.

Возможна классификация веществ по агрегатному состоянию (при обычных условиях): твердые (С, ZnO, Na 2CO3), жидкие (Hg, Mn2O7, H2SO4), газообразные (Н2, CO); по растворимости, например, в воде: растворимые NaNO3, NH3, среднерастворимые - СО2, Са(ОН)2 и малорастворимые Н2, СuO, BaSO4 и т.д.

НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Во времена алхимии и “пневматической” химии названия веществам давали по их свойствам, по применению, по месту нахождения, по сырью, из которого они были выделены, или по именам авторов, получивших их впервые. Например, водород, соль Глаубера (Na2SO4.10 H2O), берлинская лазурь (KFe[Fe(CN)6]) и др.

Однако накопление фактического материала привело к необходимости сведения многочисленных данных о веществах в справочники и выдвинуло проблему создания рациональной (систематической) номенклатуры, которая и была разработана в 1787 г. Комиссией Парижской Академии наук.

ПРОСТЫЕ СЛОЖНЫЕ

ВЕЩЕСТВА

Металлы По новой номенклатуре для наименования химического соединения предлагалось брать корни греческого или латинского названия его составных частей, а если два простых вещества образуют несколько соединений, то в названии изменяли суффиксы (например, сульфит и сульфат натрия, азотистая и азотная кислота и т.д.).

В России рациональную номенклатуру впервые применил академик В.М. Севергин в своей книге «Пробирное искусство» (1801 г.). Значительный вклад в оформление русской номенклатуры неорганических веществ внес Д.И. Менделеев в своем учебнике «Основы химии».

В 1957 г. Международный союз по чистой и прикладной химии (ИЮПАК) издал правила номенклатуры неорганических соединений, которые были расширены и уточнены в 1971 и в 1977 г. г.

Цель номенклатуры ИЮПАК - стандартизировать систематические названия химических веществ в такой степени, чтобы по ним можно было составлять стехиометрические формулы, отражающие строение веществ.

Отметим, что систематическая номенклатура ИЮПАК оказалась сложной для машинной обработки, и поэтому наряду с ней создана и успешно развивается номенклатура “Chemical Obstract Service (CAS). Регистрационная система, основанная на номенклатуре CAS, позволяет идентифицировать соединение по структуре и присваивать ему кодовый регистрационный номер, выраженный тремя группами цифр.

Номенклатура неорганических соединений ИЮПАК Химическая номенклатура включает формулы веществ и их названия.

Переход от химических формул к названиям определяется системой номенклатурных правил. По этим правилам каждое вещество получает в соответствии с его формулой систематическое название, полностью отражающее его состав. Для ограниченного числа наиболее распространенных веществ правила ИЮПАК разрешают использовать исторически сложившиеся (традиционные) названия: карбонат, сульфат и др., которые, однако, требуют дополнительного запоминания, т.к. не дают точного представления о составе. По правилам ИЮПАК допускается также использование небольшого числа специальных названий - вода, аммиак, гидразин, аммоний и др.

Названия простых веществ. Простые вещества называют так же, как и соответствующие химические элементы. Для аллотропных форм простых веществ в названиях указывают число атомов в молекуле с помощью числовых приставок:

Числительные более 12 указываются арабскими цифрами через дефис и читаются как количественные числительные. Неопределенное число атомов обозначается приставкой «поли». Для твердых полиморфных модификаций допускается их обозначение греческими буквами:,,, и т.д., начиная с низкотемпературной модификации (табл. 1).

S8 цикло-октасера кристаллическая сера, построенная из Sn катена-полисера -сера пластическая, построенная из Название простых ионов. Название простых (одноэлементных) катионов строится из слова “катион” в именительном падеже и русского названия элемента в родительном падеже, если катион одноатомный. В случае необходимости римской цифрой в скобках указывают степень окисления элемента (табл. 2).

Fe2+ железо (II) катион катион (ион) железо (II), (читается ион железо два) Fe3+ железо (III) катион катион (ион) железо (III) Если катион многоатомный, то стехиометрические отношения можно выражать с помощью системы Штока или системы Эванса-Бассета (табл. 3).

Hg2 катион диртути (II) Названия одноэлементных анионов строятся из корня латинского названия элемента, суффикса «ид» и слова «ион» (через дефис). Например, Н - - гидрид-ион, N3- - нитрид-ион. Изменение в названии при переходе к многоатомным анионам аналогичны изложенным для катионов, например: S 22- - дисульфид (2-)-ион, J3- - трииодид (1-)-ион.

Названия сложных катионов и анионов. Названия сложных (двух и более элементных) ионов строятся по принципам номенклатуры комплексных соединений (например, NH ), в которых различают центральный атом (N) и атомы или молекулы, или ионы, связанные с ним, т.е. лиганды (от лат. liqare связывать, соединять) (Н).

Название комплексного иона начинается с названия лигандов с указанием численной приставкой количества одинаковых лигандов. Причем перечень лигандов идет в соответствии с алфавитом (правила 1970 г.), но надо отметить, что ранее правила ИЮПАК предусматривали иное перечисление лигандов. (Если лиганды одноатомны - с уменьшением их электроотрицательности, если многоатомны, то вначале в формуле записываются положительно заряженные лиганды, затем нейтральные и, наконец, отрицательно заряженные, а в названии перечисляются наоборот - электроотрицательные, нейтральные, электроположительные.) В литературе широко распространены оба способа (табл. 4).

После перечня лигандов идет название центрального атома - русское в случае катионов, а в случае анионов - с использованием корня латинского названия и добавлением суфикса - ат. Затем в скобках римской цифрой, если нужно, указывается степень окисления центрального атома (способ Штока).

Например: [Ti(H2O)6]3+ - катион гексаакватитан (III), Hg2Cl+ - катион хлородиртуть (I), НF2- - дифторогидрогенат-ион, [AlH4]- - тетрагидридо-алюминатион, HS2O3- - триоксотиогидросульфат-ион.

Некоторым катионам и анионам вместо систематических названий даны специальные:

Катионы, образованные некоторыми элементами с водородом и включающие большее число атомов водорода, чем требуется по правилу нейтральности, носят групповое название - ониевые катионы. Их специальные названия:

Ониевые катионы, в которых атомы водорода замещены на атомы других элементов, называют аналогично:

NF4+ - катион тетрафтораммония, РСl4+ - катион тетрахлорфосфония.

Названия сложных веществ. Химическая формула сложного вещества включает в себя условно электроположительную составляющую, или реальный катион, и условно электроотрицательную составляющую, или реальный анион, причем катион в формуле ставится на первое место, анион - на второе. Исключение: NH2OH, NH3 и N2H4. Если катионов или анионов несколько, то первым пишется ион менее электроотрицательного элемента, например: KNaCl2, NaNH4Cl2, BiClO, Ba2(SeO4)(SO4).

Названия электроотрицательных и электроположительных составляющих в сложных веществах строятся так же, как названия свободных анионов и катионов, лишь слова “ион” и “катион” опускаются.

Составлять систематическое название сложного вещества, например Mn2O7, можно двумя способами: 1) используя числовые приставки: гептаоксид димарганца; 2) указывая степень окисления менее электроотрицательного элемента: оксид марганца (VII) - способ Штока. Названия, построенные по второму способу, менее громоздки, но первый способ более универсален и точен. Например, нельзя назвать по методу Штока соединение Fe3C. Или другой пример - бромид ртути (I) отвечает формуле HgBr, а не истинной молекулярной формуле вещества Hg2Br2. Используя первый способ построения названия, эти соединения определяют, соответственно, как карбид трижелеза и дибромид диртути, т.е. однозначно. Оба способа построения названия используют в зависимости от целесообразности: PtCl - монохлорид платины, (NO)NO2 - диоксонитрат (III) нитрозила, H2S2O2 - диоксодисульфат диводорода, Cr23C6 - гексакарбид 23-хрома.

При наличии нескольких электроотрицательных или электрополо-жительных составляющих их названия перечисляют в алфавитном порядке, что не всегда соответствует формуле, и пишут через дефис: FeCuS2 - дисульфид железа-меди, AsOF3 – оксид-трифторид мышьяка, Sr(HS)Cl – гидросульфидхлорид стронция, V3O5(OH)4 - тетрагидроксид-пентаоксид триванадия. Для интерметаллических соединений названия состоят из одного слова: AuCu 3 золототримедь.

Для однозначного обозначения веществ одинакового состава, но с разным расположением атомов в названиях указывают химическим символом (через дефис) тот элемент, который присоединен к другой составляющей, например, НОСN - цианат-О водорода, HNCO - цианат-N водорода, HCNO - цанат-С водорода.

Название гидратов. Название гидратов начинается со слова “гидрат” с указанием, если нужно, числа молекул воды греческим числительным:

NH3.H2O - гидрат аммиака, FeSO4.7H2O - гептагидрат сульфата железа (II), Fe2O3.nH2O - полигидрат оксида железа (III).

Если состав гидратов более сложный, то название начинают со слова “гидрат” без числовых приставок, а в конце указывают в круглых скобках арабскими цифрами в виде дроби стехиометрическое соотношение составных частей, причем первая цифра отвечает содержанию воды, например:

2NH3.H2O - гидрат аммиака (1/2), 3CdSO4.8H2O - гидрат сульфата кадмия (8/3). В случае клатратов, наоборот, вторая цифра отвечает содержанию воды, например, 6Br2.46H2O - дибром-вода (6/46).

Название гидридов. Большинство гидридов называют, добавляя к корню латинского названия суффикс -ан; если число неводородных атомов превышает единицу, то его указывают числовой приставкой, например:

H2S -- сульфан, ВН3 - боран, H2S2 - дисульфан, В2Н6 - диборан. Исключение составляют вода, галогеноводороды, аммиак и остальные гидриды элементов УА группы (при образовании названия последних используется суффикс -ин, например: PH3 – фосфин).

Название бескислородных кислот. Водные растворы бинарных соединений водорода с галогенами и халькогенами являются кислотами. Их название строится из названия элемента, окончания “о” и слов “водородная кислота”: НСl(aq) - хлороводородная кислота (aq - aqua - вода в качестве растворителя), H2Te2(aq) - теллуроводородная кислота.

Аналогично строятся названия водных растворов псевдогалогенидов водорода, например: HCN(aq) - циановодородная кислота, HN3(aq) - азидоводородная кислота, HNCS(aq) - тиоциановодородная кислота.

Название оксокислот (кислородсодержащих кислот) и их солей.

Систематическое название строится из слов «водород» или «кислота»

и названия кислотного остатка по принципу названий комплексных соединений. Например: H2SO4 - тетраоксосульфат (VI) водорода, или тетраоксосерная (VI) кислота; H2MnO4 - тетраоксомарганцовая (VI) кислота, или тетраоксомарганганат (VI) водорода; H3MnO4 - тетраоксомарганцовая (V) кислота, или тетраоксомарганат (V) водорода; HReO4 - тетраоксорениевая (VII) кислота, или тетраоксореннат (VII) водорода; H2ReO5 - пентаоксорениевая (VII) кислота, или петнаоксореннат (VII) диводорода.

Названия наиболее распространенных кислот остаются традиционными. Если элемент образует оксокислоту в высшей или единственной степени окисления, то ее название состоит из корня русского названия элемента (или группы элементов) и суффикса - ная, овая, евая. Hазвания кислот, которые элемент образует не в высшей степени окисления, строятся аналогично, но используются суффиксы - ов, ист, новат, или новатист, в зависимости от возможной степени окисления элемента.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует кислоты, различающиеся по “содержанию воды”, то названия кислот (а также их солей) начинаются с префиксом орто-, мезо- или мета-, смысл которых ясен из примеров: H5JO6 - ортойодная кислота, H3JO5 - мезойодная кислота, HJO4 метайодная кислота, H3PO4 - ортофосфорная кислота, HPO3 - метафосфорная кислота (табл. 5).

Оксокислоты, содержащие два или более центральных атома, носят групповое название поликислот и в их конкретное название вводят соответствующую числительную приставку. Например: H 2S2O7 - дисерная кислота.

Если у оксокислоты некоторые из атомов водорода непосредственно связаны с центральным атомом, что отражено в формуле, то лучше использовать систематическое название: H2(PHO3) - триоксогидрофосфат (III) водорода;

H(PH2O2 ) - диоксодигидрофосфат (I) водорода, а не традиционные (фосфористая и фосфорноватистая кислоты, соответственно), так как последние не отражают особенности данных кислот.

Традиционные названия средних солей образуют из названия кислотного остатка и катиона: FeSO3 – сульфит железа (III).

Традиционные названия основных солей (гидроксосолей) образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставку гидроксо-: Cu2(OH)2CO3 - гидроксокарбонат меди (II).

Традиционные названия кислых солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей соли приставку гидро-: KHSO3 - гидросульфит калия или сульфид калия-водорода, Na2H2P2O7 - дигидродифосфат натрия или дифосфат (V) динатрия-диводорода.

Традиционные названия кислот и кислотных остатков Формула Традиционное Название кислот- Графическая формукислоты название кислоты ного остатка ла кислоты В табл. 6 для примера приведены названия некоторых сложных соединений по номенклатуре ИЮПАК (русская транскрипция) и их традиционные названия.

HNO4 пероксодиоксонитрат пероксонитрат (V) пероксоазотная H4J2O9 нонаоксодийодат ортойодат (VII) ортодийодная NaH2AsO4 тетраоксоарсенат ортоарсенат (V) на- дигидроортоарсенатрия-диводорода трия-водорода (1/2) нат натрия NaNiO2 диоксоникколат метаникколат (III) метаникколат Na2SnO2 диоксостаннат станнат (II) натрия станнит натрия Pb2PbO4 тетраоксоплюмбат ортоплюмбат (IV) ортоплюмбат Структурно-графические формулы веществ Эмпирические формулы дают информацию о качественном и количественном составе соединений. Взаимное расположение атомов в молекуле вещества отражают структурно-графические формулы, однако они не показывают пространственное расположение атомов.

При составлении структурно-графических формул можно руководствоваться следующими правилами:

1. Элементы соединяются в соответствии с их валентностью.

2. Черточка в формуле обозначает единичную химическую связь, количество черточек соответствует валентности, например: K2O - K-O -K.

3. Состав кислот и оснований следует начинать изображать с ценO H 4. Если в молекуле кислоты содержится больше атомов кислорода, чем водорода, то «избыточные» атомы кислорода соединены с центральным 5. При написании графических формул солей исходят из графических формул кислот, заменяя атомы водорода на атомы металла, учитывая его валентность, например:

Структурно-графические формулы некоторых кислот приведены в табл. 5.

ОБЩИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ КЛАССОВ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

ОКСИДЫ - вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых – кислород в степени окисления (–2). По химическим свойствам их подразделяют на индифферентные, или несолеобразующие (CO, NO), и солеобразующие, которые бывают основными, кислотными и амфотерными.

Химические свойства основных оксидов 1. Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например:

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей:

3. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых в воде оснований – щелочей:

Химические свойства кислотных оксидов 1. Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды:

СО2 + 2NaOH = Na2CO3 + Н2О.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей.

3. Большинство кислотных оксидов взаимодействует с водой с образованием кислот: SО3 + Н2О = H2SO4.

Очень немногие кислотные оксиды не взаимодействуют с водой. Наиболее известный из них оксид кремния (SiO2).

Химические свойства амфотерных оксидов 1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей и воды.

В этих реакциях амфотерные оксиды играют роль основных оксидов.

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами с образованием солей и воды.

В этих реакциях амфотерные оксиды играют роль кислотных оксидов.

3. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:

4. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей:

Получение оксидов Оксиды могут быть получены различными способами:

1. Взаимодействием простых веществ с кислородом:

2. Разложением некоторых оксокислот:

3. Разложением нерастворимых оснований:

4. Разложением некоторых солей:

ОСНОВАНИЯ - сложные вещества, при диссоциации которых в воде образуются гидроксид-ионы и никаких других анионов*.

По растворимости в воде основания делятся на две группы: нерастворимые [Fe(OH)3, Си(ОН)2 и др.] и растворимые в воде [КОН, NaOH, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 ], или щелочи.

Химические свойства оснований Общие свойства оснований объясняются наличием в растворах анионов ОН-, которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул оснований:

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов (табл. 7).

Изменение цвета индикаторов в растворах щелочей и кислот Позже мы познакомимся с другим определением оснований и кислот.

2. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации). Например:

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

4. Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей, если в результате образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль. Например:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;

Ва(ОН)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4.

5. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду.

6. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al и др.).

2AI + 2КОН + 6Н2О = 2K[A1(OH)4] + 3H2.

Получение оснований 1. Получение растворимых оснований:

а) взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

б) взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2. Получение нерастворимых оснований действием щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2 + Na2SO4.

КИСЛОТЫ - сложные вещества при диссоциации которых в воде образуются ионы водорода (гидроксония) и никаких других катионов.

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н+ (вернее H3O+), которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул кислот:

1. Кислоты одинаково изменяют цвет индикаторов (табл. 7).

2. Кислоты взаимодействуют с основаниями. Например:

Н3РО4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О; Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О;

Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + Н2О; 2НС1 + Сu(ОН)2 = СuС12 + 2Н2О;

НС1 + Сu(ОН)2 = СuОНСl + Н2О.

3. Кислоты взаимодействуют с основными оксидам:

4. Кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами:

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + Н2О.

5. Кислоты взаимодействуют с некоторыми средними солями с образованием новой соли и новой кислоты, реакции возможны в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль или более слабая (или более летучая) кислота, чем исходная. Например:

6. Кислоты взаимодействуют с металлами. Характер продуктов этих реакций зависит от природы и концентрации кислоты и от активности металла.

Например, разбавленная серная кислота, хлороводородная кислота и другие кислоты-неокислители взаимодействуют с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжения левее водорода. В результате реакции образуются соль и газообразный водород:

H2SO4 (разб)) + Zn = ZnSO4 + Н2;

Кислоты-окислители (концентрированная серная кислота, азотная кислота HNO3 любой концентрации) взаимодействуют и с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода с образованием соли и продукта восстановления кислоты. Например:

2H2SO4 (конц) + Zn = ZnSO4 +SO2+ 2H2O;

8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Получение кислот 1. Бескислородные кислоты получают путем синтеза из простых веществ и последующим растворением полученного продукта в воде.

2. Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.

3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.

Na2SiО3 + H2SO4 = H2SiО3 + Na2SO4.

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ

1. В нейтральной среде (чистая вода) амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не диссоциируют на ионы. Они растворяются в кислотах и щелочах. Диссоциацию амфотерных гидроксидов в кислой и щелочной средах можно выразить следующими уравнениями:

2. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, образуя соль и воду.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотам:

Zn(OH)2 + 2НCl + ZnCl2 + 2Н2О; Sn(OH)2+ H2SO4 = SnSO4 + 2Н2О.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами:

СОЛИ – продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла или замещения гидроксид-иона в молекуле основания кислотными остатками.

Общие химические свойства солей 1. Соли в водных растворах диссоциируют на ионы:

а) средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:

NaCN =Na++СN- ; Ва(СН3СОО)2 = Ва2+ + 2(СН3СОО)-.

6) кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы:

в) основные соли диссоциируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков:

АlОН(СН3СОО)2 = АlОН2+ + 2СН3СОО-.

2. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла. Данный металл может вытеснять из растворов солей только те металлы, которые находятся правее его в электрохимическом ряду напряжения:

3. Растворимые соли взаимодействуют со щелочами с образованием новой соли и нового основания. Реакция возможна, если образующееся основание или соль выпадают в осадок. Например:

FeCl3 + 3КОН = Fe(OH)3 + 3КС1; К2СО3 + Ba(OH)2 = ВаCO3 + 2КОН.

4. Соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой более слабой кислоты или новой нерастворимой соли:

Na2CO3 + 2HC1 = 2NaCl + CO2 + H2O.

При взаимодействии соли с кислотой, образующей данную соль, получается кислая соль (это возможно в том случае, если соль образована многоосновной кислотой). Например:

5. Соли могут взаимодействовать между собой с образованием новых солей, если одна из солей выпадает в осадок:

AgNO3 + KC1 = AgCl + KNO3.

6. Многие соли разлагаются при нагревании:

7. Основные соли взаимодействуют с кислотами с образованием средних солей и воды:

Fe(OH)2NO3 + HNO3 = FeOH(NO3)2 + H2O;

FeOH(NO3)2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + H2O.

8. Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей и воды:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO3 + H2O; КН2РО4 + КОН = К2НРО4 + Н2О.

Получение солей Все способы получения солей основаны на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений. Десять классических способов получения солей представлены в табл. 8.

Кроме этих общих способов получения солей, возможны и некоторые частные способы:

1. Взаимодействие металлов, оксиды и гидроксиды которых являются амфотерными, с щелочами.

2. Сплавление солей с некоторыми кислотными оксидами. Например:

3. Взаимодействие щелочей с галогенами:

4. Взаимодействие галогенидов с галогенами:

Генетическая связь между важнейшими классами неорганических соединений Связь между классами неорганических соединений, которая основана на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической. Схема иллюстрирует эту связь:

МЕТАЛЛ НЕМЕТАЛЛ

ОСНОВНОЙ КИСЛОТНЫЙ

ОКСИД ОКСИД

ОСНОВАНИЕ КИСЛОТА

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ

Стехиометрические законы Закон сохранения массы 1748 г. М.В. Ломоносов установил закон сохранения массы и энергии, в 1756 г. подтвердил закон сохранения массы экспериментально.

«Все перемены в натуре случающиеся такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько же присовокупится к другому. Так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте.

Сей всеобщий естественный закон распространяется и в самые правила движения, ибо тело, движущее своей силой другое, столь же оныя у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает».

1785 г. А. Лавуазье независимо от М.В. Ломоносова доказывает закон сохранения массы: «Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе продуктов реакции».

Закон постоянства состава 1808 г. Ж.Пруст. «Состав чистого вещества не зависит от способа получения этого вещества.»

При этом под составом понималось соотношение масс элементов, входящих в вещество. С позиций атомно-молекулярного учения этот закон понимается следующим образом. Свойства любого вещества определяются свойствами его молекул. Молекула данного вещества состоит из определенного числа атомов определенного вида. Если изменится вид атомов или их соотношение в молекуле, то получится другое вещество. Вид атомов и их число определяют массу молекулы. Следовательно, для одной и той же молекулы (а значит, и для данного вещества, построенного из этих молекул) соотношение масс атомов, а значит, и масс элементов должно быть всегда одно и то же.

Сейчас мы знаем, что большинство твердых веществ имеют не молекулярную, а кристаллическую структуру, и в этом случае возможны заметные изменения состава вещества в зависимости от условий его получения.

Закон кратных отношений 1803 г. Дж. Дальтон. «Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа.»

Например, олово образует с хлором два соединения - белое твердое вещество и бесцветную тяжелую жидкость, сильно дымящую на влажном воздухе. Оба соединения заметно различаются по своему составу: первое содержит 37,2% хлора, а второе - 54,0%. Найдем, какая масса хлора приходится на единицу массы олова в обоих соединениях: в первом m1 = 37,2 : 62,8 =0,59, во втором m2 = 54,0 : 46,0 =1,18.

Закон кратных отношений утверждает, что m1 относится к m2, как небольшие целые числа. Действительно, 0,59 :1,18 = 1:2.

Точно так же можно найти массу олова, приходящуюся на единицу массы хлора: в первом соединении m3 = 62,8:37,2 = 1,7; во втором m4 = 46,0:54,0 = 0,85; m3:m 4= 1,7:0,85 = 2:1. Таким образом, получается, что в молекуле второго соединения число атомов хлора вдвое больше (или число атомов олова вдвое меньше), чем в молекуле первого. Но сколько конкретно атомов входит в состав той или другой молекулы - сказать нельзя.

Следует отметить, что содержание понятия «состав вещества», или «состав молекулы», со времен Дальтона изменилось. Как уже говорилось, в то время под составом понималось соотношение масс элементов, мы же под составом прежде всего понимаем соотношение количеств атомов элементов.

Например, для нас очевидно, что в состав молекулы воды входят два атома водорода и один атом кислорода. Во времена Дальтона очевидно было другое: в состав воды входит 11,1 % водорода и 88,9 % кислорода.

Закон эквивалентов 1793 г. В. Рихтер. «При образовании соединений элементы вступают во взаимодействия в строго определенных – эквивалентных – отношениях.»

В настоящее время под эквивалентом понимается реальная или условная единица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Эквивалент выражается в молях. Масса одного моль эквивалента, выраженная в граммах, называется эквивалентной массой. Закон эквивалентов можно сформулировать так: «Моль эквивалентов одного вещества взаимодействует с одним молем эквивалентов другого вещества».

Эквивалент элемента (Э) и эквивалентная масса (mЭ) равны:

где В - валентность элемента в соединении, а М - его молярная масса. Так Э меди в СuO равен, а в Cu2O – 1.

Эквивалентом сложного вещества будет такое его количество (моль), которое взаимодействует с 1 эквивалентом любого другого вещества.

КИСЛОТНОСЬ ОСНОВНОСТЬ

В данной реакции фосфорная кислота проявляет себя как одноосновная (один C одним эквивалентом кислоты прореагировал один эквивалент щелочи.

фосфорная кислота проявляет себя как двухосновная, и её эквивалент равен моль, эквивалент гидроксида натрия равен 1 моль, с одним эквивалентом H3PO4 реагирует 1 эквивалент NaOH.

Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO Al2(SO4) что с одним моль эквивалентов сульфата алюминия реагирует 1 моль эквивалентов гидроксида натрия.

Закон простых объемных отношений «Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов как небольшие целые числа.»

Например, один объем кислорода реагирует точно с двумя объемами водорода, и при этом получается точно два объема водяного пара. Для получения хлороводорода надо взять точно одинаковые объемы хлора и водорода.

После реакции объем газа остается прежним, т.е. из одного объема хлора и одного объема водорода получается два объема хлороводорода.

Подобные наблюдения позволяли предположить, что в одинаковых объемах газов содержится одинаковое число атомов, но тогда не объяснялось соотношение объемов продуктов реакции. Выход из этого тупика нашел в 1811 г. Авогадро, предложив гипотезу, согласно которой газообразные простые вещества состоят не из атомов, а из молекул. Из этой гипотезы следует, что в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. Идеи Авогадро не были поняты современниками, и лишь спустя почти 50 лет С. Канниццаро возродил их, придал им характер закона и показал его эффективность.

На основании закона Авогадро появилась реальная возможность ответить на вопрос: каково соотношение между массой атома водорода, принятой за единицу, при расчете атомных и молекулярных масс и одним граммом как единицей массы. Следует особо подчеркнуть, что единицей массы в то время был 1 грамм (а не 1 килограмм, как сейчас в СИ). Для ответа на этот вопрос необходимо было определить число молекул, находящиеся в 2 г газообразного водорода, или в 32 г газообразного кислорода, или в М граммах газа X.

Можно поступить и иначе. Например, зная, что атом серебра в 108 раз тяжелее атома водорода, определить число атомов в 108 г (но обязательно граммах) металла. Иными словами, если взять число граммов любого вещества, равное его относительной молекулярной массе, то независимо от агрегатного состояния вещества будет взято всегда одно и то же число молекул. Таким образом, задача сводилась к определению числа молекул в М граммах вещества. Это число (No), получившее название числа Авогадро, может быть определено различными методами.

В настоящее время число Авогадро, представляющее отношение 1 г к массе относительной углеродной единицы 1/12 С, принято равным 6,022045(31) х1023 моль-1. Для практических расчетов его обычно округляют до 6х1023.

Сейчас первоначальный смысл числа Авогадро утрачен, но само число сохранилось и используется как некоторая относительная единица количества молекул или любых других аналогичных частиц. Количество частиц, равное числу Авогадро, получило название «моль».

Моль равен количеству вещества системы, coдepжащему столько же элементарных частиц вещества, сколько содержится в 0,012 килограмма углерода - 12.

Масса 1 моль называется молярной массой, и в соответствии с определением моля выражается в г/моль.

Из всего сказанного выше следует:

1) молярная масса, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе в углеродной шкале атомных масс;

2) при одинаковых условиях 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем; при нормальных условиях молярный объем равен 22,4 л.

Постоянство молярного объема есть свойство газов. При нормальных условиях и моль водорода и моль хлора занимает объем 22,4 л каждый, но жидкий водород и жидкий хлор имеют существенно меньшие и заметно разные молярные объемы (водород 0,029 л/моль, хлор 0,045 л/моль). В то же время число молекул или других частиц в моле одинаково и не зависит от агрегатного состояния.

Понятие моля как определенного числа частиц приложимо к любым частицам - как реально существующим, так и воображаемым. Например, можно взять два моля молекул воды, полмоля ионов натрия, четверть моля электронов и т.д.

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

1. Закон Бойля-Мариотта (1660-1677) Для заданного количества любого газа при Т = const где Т – температура, 0К, Р - давление, Па (паскаль) (1атм = 101325 Па, 1 мм.рт.ст. = 133,322 Па, 760 мм рт ст = 1 атм), V – объем вещества, м3 (кубический метр). По решению XII Генеральной конференции по мерам и весам, состоявшейся в октябре 1964 г., старое определение литра (1,000028 дм 3) отменено. Слово «литр» теперь рассматривается как специальное название кубического диметра. Ни слово «литр», ни его обозначение л не должны применяться для выражения результатов, полученных с высокой точностью.

2. Закон парциальных давлений (Дж. Дальтон, 1801 г.) «Суммарное давление Р газовой смеси представляет собой сумму парциальных давлений компонентов смеси.»

Парциальное давление – давление, оказываемое одним компонентом 3. Закон Гей-Люссака (1802 г.) При постоянном давлении объем заданного количества газа прямо пропорционален его абсолютной температуре.

V=c(t+273) =cT.

4. Закон Авогадро (1811 г.) В равных объемах всех газов, при одинаковых температуре и давлении содержится равное число молекул.

Выводы из закона позволяют проводить расчеты реакций, в которых участвуют газы:

1. Если массы любых, но равных объемов различных газов содержат равное число молекул, то они относятся друг к другу как молекулярные массы этих газов.

2. Если равные объемы различных газов содержат одинаковое число молекул, то и давление этих газов одинаково.

3. Массы различных газов, равные или пропорциональные их молекулярным массам, при одинаковых условиях занимают одинаковые или пропорциональные объемы. 1 моль любого газа при н.у. занимает 22,414.10-3 м3.

4. Отношение массы одного газа к массе такого же объема другого газа, взятых при одинаковых условиях, называется относительной плотностью – D.

5. Закон Клапейрона (объединенный газовый закон) РV/T= const, то есть Р1V1/T1 = Р0V0/T Нормальные условия Т0 = 273,15 К (0 0С), Р0 = 101325 Па = 760 мм.рт.ст= 1 ат, V0 =-3 м3.

Для любого газа, количеством 1 моль, отношение Р 0V0/T0 одинаково и называется универсальной газовой постоянной – R:

Для любого количества вещества (n):

Это уравнение называется уравнением состояния идеального газа, так как содержит все параметры, необходимые для описания состояния газа, кроме взаимодействия молекул газа. Идеальный газ – это газ, между молекулами которого нет никакого взаимодействия.

Законы атомно-молекулярного учения позволяют проводить количественные расчеты химических процессов, но стехиометрические законы химии — постоянства состава, эквивалентов и кратных отношений - были в свое время сформулированы применительно к молекулам, а потому справедливы для молекулярной формы существования вещества. Для немолекулярных структур постоянство состава и вытекающие из него следствия не являются уже критерием образования химических соединений. Поэтому в настоящее время стехиометрические законы химии формулируются с учетом единства молекулярной и немолекулярной форм существования вещества.

Большинство твердых неорганических веществ образуют немолекулярные кристаллы. Для их описания используется понятие ФАЗА.

Фазой называется гомогенная (гомогенный (лат.) — однородный, гетерогенный — неоднородный) часть гетерогенной системы, обладающая одинаковым химическим составом и термодинамическими свойствами, ограниченная поверхностью раздела. Совершенно очевидно, что газо- и парообразные системы всегда однофазны, независимо от качественного и количественного состава. Количественный состав фазы, в том числе твердой, может меняться в определенных пределах. Это касается не только твердых растворов, но и химических соединений, находящихся в твердом состоянии.

Таким образом, фазы могут быть постоянного или переменного состава. К фазам постоянного состава относится большинство химических соединений в газообразном и конденсированном (твердом и жидком) состоянии. Фазы переменного состава — это газообразные, жидкие и твердые растворы, а также твердые соединения, состав которых, в зависимости от условий получения, варьирует в некоторых пределах.

Для немолекулярных кристаллов понятие молекулы лишено смысла.

Для них формой существования химического соединения в твердом состоянии является фаза. Поэтому фаза - носитель всех физических, физико-химических и химических свойств вещества, кристаллизующегося в координационной решетке, т. е. свойства вещества немолекулярной структуры зависят от состава и химического строения фаз.

Постоянный и переменный химический состав. Формульная масса Во времена Д.И. Менделеева химические соединения считались определенными, т. е. имеющими постоянный и неизменный состав. В качестве неопределенных соединений с переменным химическим составом Менделеев приводил растворы и сплавы. В металлических сплавах важнейшие структурные составляющие - соединения металлов между собой (металлиды). Характерной особенностью металлидов оказалась изменчивость их составов в определенных границах. Таким образом, металлиды являются типичным примером соединений переменного состава.

В настоящее время установлено, что к соединениям переменного состава относятся не только металлиды, а вообще большинство бинарных соединений в твердом состоянии. Так, многочисленные оксиды, сульфиды, селениды, теллуриды; нитриды, фосфиды, карбиды, силициды и др., как правило, относятся к соединениям переменного состава. Больее того, галогениды металлов в твердом состоянии также представляют собой фазы переменного состава (например, NaCI), хотя для доказательства этого требуются более тонкие методы. Например: состав природного FeS (пирротин) и искусственно полученного сульфида железа характеризуется «избыточным» содержанием серы против стехиометрии. Согласно стехиометрическому составу в FeS на один атом железа приходится атом серы, т. е. атомное содержание 50% Fe и 50% S. В действительности оказалось, что сульфид железа содержит не избыток серы, а в нем недостает атомов железа по сравнению со стехиометрическим составом. В синтетических образцах FeS атомное содержание его меняется от 45 до 50% Fe. Таким образом, формулу сульфида железа правильнее писать в виде FexS, где х меняет значения от 1 (50% железа) до 0,95 (45% Fe).

Для природных кристаллов сульфида железа х колеблется в пределах 0,9 - 0,8, т. е. наблюдается недостаток от 10 до 20% атомов железа против формульного состава. Это значит, что условия формирования пирротина в земной коре были существенно иные по сравнению с синтетическим сульфидом железа. Для оксида титана (2+) нарушение стехиометрического состава наблюдается относительно обоих сортов атомов. В TiO в зависимости от условий получения (температура, давление кислорода) атомная доля кислорода может меняться от 0,58 до 1,33. Это значит, что все составы оксида титана (2+) от 0,58 до 1,00 будут характеризоваться недостатком атомов кислорода (соответственно избыток атомов титана) против стехиометрии, а составы от 1,00 до 1,33 будут иметь избыток атомов кислорода (или недостаток атомов титана) по сравнению со стехиометрическим составом.

Переменный химический состав в принципе характерен для ковалентных, металлических и условно ионных решеток. Академик Н.Н. Семенов писал: «Никакой криcталл не имеет строго стехиометрического состава. Даже такой простой кристалл, как CaF2, имеет, по-видимому, в каком-то проценте недостаток ионов фтора и состав его частично выражается формулой CaF».

Известно, что свойства хлорида натрия (особенно электрические и оптические свойства) зависят от условий получения - в избытке паров металлического натрия или газообразного хлора.

Позднее академик Н.С. Курнаков назвал вещества постоянного состава дальтониды, а переменного состава – бертоллиды. Для соединений переменного состава, не имеющих молекулярной структуры, вместо молекулярной массы целесообразно ввести понятие формульной массы. Формульная масса равна сумме атомных масс, входящих в данное соединение элементов, умноженных на фактические стехиометрические индексы химической формулы соединения. К примеру, формульная масса оксида титана (2+) состава TiO0,82 равна 47,90 + 16,00 х 0,82 = 61,02. Для молекулярных структур формульная масса вещества совпадает с его молекулярной массой.

C учетом сказанного современная формулировка стехиометрических законов химии следующая:

Закон постоянства состава Состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа его получения. В отсутствие молекулярной структуры в данном агрегатном состоянии его состав зависит от условий получения и предыдущей обработки.

Закон эквивалентов Для молекулярных соединений массовые количества составляющих элементов точно соответствуют их химическим эквивалентам; при отсутствии молекулярной структуры в данном агрегатном состоянии массовые количества составляющих элементов могут отклоняться от значений их химических эквивалентов.

Закон кратных отношений Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то массовые количества одного элемента, приходящиеся на одно и то же массовое количество другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Для соединений, не имеющих молекулярной структуры, массовые количества одного из них, приходящиеся на одно и то же количество другого, могут относиться между собой как дробные числа.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Вычислите молярную массу газа и массу его молекулы, если масса 600 мл этого газа при нормальных условиях равна (н.у.) 1,714 г.

Решение. 1 моль любого газа при н.у. занимает объем: VM = 22,4 л/моль. Из пропорции определяем молярную массу газа:

1 моль любого вещества содержит 6,02 10 23 (число Авогадро) структурных единиц, в данном случае - молекул. Поэтому масса одной молекула газа равна: 64/6,02 х 1023 = 1,06 х10-22 г.

Пример 2. Какой объем займут при нормальных условиях 120 мл азота, собранного над водой при 20°С и давлении 100 кПа? Давление насыщенного пара воды при 20°С равно 2,3 кПа.

Решение. Парциальное давление азота в его смеси с насыщенным водяным паром равно разности общего давления и давления паров воды:

Далее, используя уравнение Клапейрона, находим искомый объем газа при н.у.: V0 = Р1V1T0/ T1 Р0;

V0 = 97,7 х 120 х 273 /293 х 101,3 = 108 мл.

Пример 3. Определить молярную массу газа, если 0,903 г его занимают при н.у. объем 250 мл Решение. Примем молярную массу воздуха равной 29. По закону Авогадро найдем массу 0,25 л воздуха.

m (воздуха) = 0,25. х 29/22,4 = 0,324 г.

Находим плотность газа по воздуху:

Dвозд = m(газа)/ m (воздуха) =0,903/0,324 =2, Вычисляем молярную массу газа:

Решение 2. Находим массу 1 л газа при н.у. (т.е. плотность –q):

q= 0,903.1/0,25=3,61 г.

Вычисляем молярную массу:

Пример 4. Неизвестное вещество массой 1,215 г, будучи переведенным в газообразное состояние при температуре 300 К и давлении 0,99.105 Па, занимает объем 375 мл. Определите его молярную массу.

Решение. По уравнению Клапейрона - Менделеева PV = RT получим:

Пример 5. Вычислите парциальные давления кислорода и азота в воздухе, если их объемные доли составляют 21% O2 и 78% N2. Давление воздуха принять равным 1,013.105 Па.

Решение. Парциальное давление газа в смеси газов это то давление, которое он производил бы, если бы занимал объем смеси при данных условиях. Следовательно:

р (O2) = 0,21.P = 0,21. 1,013.105 =0,213.105 Па;

р (N2) = 0,78.P = 0,78. 1,013.105 =0,79.105 Па.

Химический эквивалент Пример 1. Металл образует два хлорида, содержащих, соответственно, 73,86% и 84,96% металла. Вычислите молярные массы эквивалентов металла в каждом соединении.

Решение. Вычислим содержание хлора в первом хлориде, приняв массу хлорида за 100%: 100-73,86=26,14%, т.е. на 73,86 частей массы металла приходится 26,14 частей массы хлора, или на 73,86 г металла приходится 26,14 г хлора. Молярная масса эквивалента хлора (mэ) равна M/1 = 35,5 г/моль, определим молярную массу эквивалента металла в первом хлориде по закону эквивалентов:

m (Me)/m(Cl) = mэ (Me)/ mэ (Cl);

mэ (Me) = mэ (Cl). m (Me)/ m(Cl);

mэ (Me) = 35,5. 73,86/26,14 =100,3 г/моль.

Аналогично для второго хлорида:

m(Cl) = 100-84,96 =15,4 г.

mэ (Me) =35,5 х 84,96/15,4 =200,5 г/моль Пример 2. При сгорании металла образуется 9,43 г его оксида. Эквивалентная масса оксида металла равна 17 г/моль. Какая масса металла вступила в реакцию?

Решение. Учитывая, что = mэ (кислорода) + mэ (металла), найдем массу эквивалента металла:

mэ (металла) = mэ (оксида металла) - mэ (кислорода) = 17 – 8 = 9 г/моль По закону эквивалентов, найдем количество металла,вступившего в реакцию: m (оксида металла)/ mэ (оксида металла)= m (металла)/ mэ (металла);

m (металла) = 9,43. 9/17 =4,99 г Пример 3. Идентифицируйте металл, если 0,24 г его вытеснили из кислоты 221 мл водорода (н.у.) с образованием иона со степенью окисления +2.

Решение. 1 моль эквивалентов водорода равен 1 г/моль и равен 11,2 дм (н.у.). Тогда по закону эквивалентов:

m (металла)/ mэ (металла) = V0(H2)/Vэ(H2);

mэ (металла) = 0,24. 11,2/0,221=12,16 г/моль M (металла) = mэ (металла). В = 12,16. 2 =24,3 г/моль, следовательно, искомый металл – магний.

ИНДИВИДУАЛЬНОЕ ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ

«Номенклатура и классификация неорганических соединений.

Основные законы химии»

риант 1 Назовите соединения по рациональной и систематической номенклатуре.

2 Напишите эмпирические и структурно-графические формулы веществ.

3 Напишите уравнения реакций образования всех возможных солей из данных кислоты и основания, приведите структурно-графические формулы всех соединений, назовите их по рациональной и систематической номенклатуре.

Cr3+; [Cu(NH3)2(OH)2]-; NaKSO3; ZrCO3.5H2O; H2MO4; Ce(OH)2.

2 Гидроксид германия (IV); тетрасульфан; дигидроксобромид хрома (III); ортосурьмянистая кислота; пентаоксиддиазота.

3 Ортофосфорная кислота + гидроксид бария 4 При 20° С и давлении 106 кПа газ занимает объем 720 мл. Какой объем займет это количество газа при той же температуре и нормальном давлении?

Какой объем при н.у. займут 2,41-1025 молекул хлора? Какова масса 6 При взаимодействии кислорода и неметалла израсходовано 1,12л кислорода (н. у.). Определите количество моль эквивалентов полученного оксида неметалла (IV).

7 Элемент образует гидрид, где его массовая доля 75%. Определите эквивалентную массу элемента.

Cr2O72-; Na3HSnO4; ZnSiO3.8H2O; Na[Al(H2O)3(OH)3]; KIO3.

2 Гидротеллурат аммония; гексаборан; сульфид лития; цианат-N натрия; тетрафторидосмия (IV); иодит кальция ;ортооловянная кислота; гептаоксид дихлора.

3 ортоборная кислота + гидроксид стронция 4 При 17° С и давлении 94 кПа объем газа равен 8 л. Какое давление окажет этот газ, находясь при 40° С в объеме 5 л?

5 Вычислите количество молекул диоксида серы, которое содержится 6 К раствору, содержащему 1 г НNОз, прибавили раствор, содержащий 1 r NaOH. Какая реакция среды полученного раствора?

7 Мышьяк образует два оксида с массовыми долями мышьяка 65,2% и 75,8%. Определите эквивалентные массы мышьяка в этих оксидах.

3 1 ВaOHI; Na3N; Cr(OH)3; Na2[Zn(H2O)2(OH)4]; HBrO4; K6TeO6.

2 Перхлорат никеля (II); тетраоксовольфрамат тетраводорода; гидроксосульфит хрома (III); дифосфорная кислота.

3 Ортокремневая кислота + гидроксид кальция.

В стальном баллоне вместимостью 25 л находится при 180С кислород под давлением 12 МПа. Какой объем кислорода, находящегося при нормальных условиях, можно получить из такого баллона?

5 Масса 1 л газа при н.у. равна 1,25 г. Вычислите молярную массу газа и массу его одной молекулы.

6 При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в 7 Металл массой 0,864 г образовал хлорид массой 1,148 г. Определите эквивалентную массу металла, зная, что эквивалентная масса хлора UO2Cl2; V2O3; ZnCO3.7H2O; [Co(NH3)2(NO3)4]-; Hg2(NO3)2 ;H4TiO4.

2 Тетраборная кислота; Тетрацианоцинкат динатрия; гипобромит лития; пероксид калия; дигидроарсенат лития; диоксид гафния.

3 метакремниевая кислота + гидроксид лантана (III) 4 Температура газа, находящегося в стальном баллоне под давлением 14,3 МПа, равна 12° С. При какой температуре давление газа достигнет предельного для баллона давления 20 МПа?

Масса 9-1023 молекул газа равна 38,9 г. Какой объем они занимают при н.у.? Определите молярную массу газа.

6 Какую массу цинка растворили в кислоте, если при 291 К и давлении 101,3 кПа выделилось 119,4 мл водорода?

7 Металл массой 2 г соединяется с 17,78 г брома, и 3,56 г серы. Эквивалентная масса серы равна 16 г/моль. Определите эквивалентные массы металла и брома.

H3CrO3; (NH4)2HPO4; Mo2(SO4)3.9H2O; Sm2O3; Tl(OH)3; GeOHCl.

2 Тиосульфат калия; фторид кислорода; нитрат диамминсеребра (I);

пентаоксид диниобия; димолибденовая кислота; хлорит аммония.

3 Ортогерманиевая кислота + гидроксид никеля (II) 4 Давление 40 л газа равно 115кПа. Чему будет равно давление, если, не изменяя температуру, сжать газ до объема 18 л?

5 Два органических вещества имеют одинаковые доли углерода и водорода: 92,3% и 7,7% соответственно. Масса 1 л первого вещества (газ) при н.у. равна 1,17 г, а масса 1 л паров второго равна 3,51 г. Какие это вещества?

6 Аl массой 1 г и Zn массой 1 г растворили в пробирках с соляной кислотой. Одинаковые ли объемы водорода выделяются в первом и во втором случае? Ответ подтвердите расчетом.

7 Металл массой 0,150 г вытесняет из раствора никелевой соли никель массой 0,367 г, а из раствора кислоты — водород объемом мл (н. у.). Определите эквивалентную массу никеля.

LiCrO2; H4TiO5; CdCO3.12H2O; [AuCl6]3-; NaH2AsO4; (BaOH)SO3.

2 Ортованадиевая кислота; азид свинца (II); дигидроксобромид кобальта (III); гептаоксодихромат диводорода; хлорид нитрозила.

3 Метагерманиевая кислота + гидроксид циркония (IV).

4 Какой объем займет газ, занимающий при н. у. объем 12 л, при давлении 140 кПа, температуре 35° С?

5 Масса 200 мл газа при н.у. равна 0,232 г. Определите молярную массу газа и массу его одной молекулы.

6 При взаимодействии 7 г двухвалентного металла с серой образовалось 11 г сульфида. Что это за металл?

7 При восстановлении Н2 оксида металла массой 2,68 г образовалась вода массой 0,648 г. Вычислите эквивалентную массу металла.

H4V6O17; (FeOH)2SO4; Ni(CNS)2; In2O3; SnCO3.6H2O; [NiCl6]4-.

2 Хлорид гидроксохрома (III); манганат лития; бромид нитрозила;

диоксоферрат натрия; триоксид вольфрама; иодноватистая кислота.

3 Дифосфорная кислота + гидроксид кобальта (II).

4 При давлении 97 кПа и температуре 70° С газ занимает объем мл. Найти объем газа при нормальных условиях Масса одной молекулы газа равна 4,32.10-23 г. Определите молярную массу газа и объем, который при н.у. займут 6,5 г его.

6 Определите металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л О2 (н. у.). Металл окисляется до степени окисления +2.

7 На восстановление оксида металла массой 3,6 г израсходовано Н объемом 1,77 л (н. у.). Вычислите эквивалентную массу металла.

AlOHSO4; CaHVO4; Br2O5; FeCO3.7H2O; [Co(CNS)6]3-; AsH4Cl.

2 Надпероксид калия; гидроксокарбонат кадмия; ортооловянная кислота; диоксодисульфат диаммония; тетраборан; азид алюминия.

3 Ортомышьяковая кислота + гидроксид магния.

4 Каким станет давление газа, находящегося в баллоне под давлением 12,6 МПа и температуре 45° С, если температура понизить на 30° С?

5 Вычислите массу 76 мл азота, собранного над водой при 29°С и кПа. Давление насыщенных паров воды равно 4 кПа.

6 Сколько моль эквивалентов сероводорода получилось при взаимодействии водорода и 8 г серы при н. у.?

7 Кальций массой 0,69 г и цинк массой 1,13 г вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Определите эквивалентную массу цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20 г/моль.

Na3SbO4; (MgOH)3AsO4; Pd(OH)2; NaNO; ZnCl2.8H2O; H3[AuF6].

2 Манганит лития; дисульфат калия; гексаоксодирений; ортониобиевая кислота; сульфат ванадила; триоксовольфрамат диводорода.

3 Ортомышьяковистая кислота + гидроксид бария.

4 При нормальных условиях 1 г воздуха занимает объем 773 мл. Какой объем займет та же масса воздуха при 24° С и давлении 95 кПа?

5 Баллон емкостью 20 л содержит 3 г кислорода. Вычислите давление в баллоне при 20°С. Какой объем займет это количество О2 при н.у.?

6 Сколько моль эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при н. у.?

7 Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой вытеснил водород объемом 0,936 л (н. у.). Определите эквивалентный объем водорода. Эквивалентная масса алюминия 8,99 г/моль.

Fe(ClO)2 ; LiHCO3; NiOHMnO4; OsO4; FePO4.12H2O; Na2[Cu(CN)4].

2 Хромат аммония; фторид сульфония; гептаоксодифосфат тетранатрия; гексахлоромолибдат (III) трилития; гремучая кислота.

3 Селеновая кислота + гидроксид гафния (IV).

4 Вычислить массу 5 л Н2 при 22° С и давлении 104 кПа.

5 Емкость камеры автомобиля равна 20 л. Какой объем при н.у.

займет воздух, находящийся в камере, при давлении 5 атм и 25°С?

Молярную массу воздуха принять равной 29 г/моль.

6 Сколько граммов гидроксида натрия вступило в реакцию, если в результате получилось 2 моль эквивалентов металла?

7 Эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль. Эквивалентная масса хлорида меди равна 99,0 г/моль. Установите формулу хлорида меди.

Na2TcO3; H2SeO4; UO2SO4; RuO3; ZrSO4.8H2O; [Pt(NH3)2Cl4].

2 Гипобромид натрия; фульминат аммония; гидроксид арсония; метагерманиевая кислота; триоксоманганат дилития; тетраоксорутений.

3 Метателлуровая кислота + гидроксид неодима (III).

Вычислить массу 4 м2 С12 при 14° С и давлении 108 кПа.

Сколько граммов воды заключается в 1 м3 воздуха, насыщенного водяными парами при 28°С? Давление паров воды при этой температуре составляет 28,4 мм рт.ст.

6 Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции?

7 Вычислите эквивалентную массу НзРО4 в реакциях взаимодействия с КОН при получении: 1) КН2РО4; 2) К2НРО4; 3) К3Р04.

H4V2O7; KIO3; NaLiSO4; K2S2O8; Cu(ClO3).4H2O; [Al(OH)3Cl3]3-.

2 Нитрат ванадила; метаарсенат натрия; гексаоксотеллурат гексаводорода; диоксостаннат водорода-натрия; триоксодиталлий.

3 Дисерная кислота + гидроксид ванадия (III).

4 Определить объем, занимаемый 25 г СО2 при 18° С и давлении 5 Чему равно атмосферное давление на вершине Казбека, если при 0°С масса одного литра взятого там воздуха равна 700 мг? Молярную массу воздуха принять равной 29 г/моль.

6 При сгорании 1,5 г металла получилось 2,1 г оксида. Рассчитайте молярную массу эквивалента этого металла.

7 Рассчитайте массу (или объем) продуктов реакции:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2, если прореагировало 0,2 моль эквивалентов Zn при нормальных условиях.

СaNaPO4; CdOHNO2; Cl2O7; NaHSO5; CrAsO4.10H2O; K4[Fe(ONO)6].

2 Тетрафторфосфоний натрия; тетраоксоплюмбат тетралития; гидроселенит кальция; гидроксид гольмия (III); ниобиевая кислота.

3 Дисернистая кислота + гидроксид висмута (III).

4 При 25° С и давлении 102 кПа масса 750 мл газа равна 1,84 г. Вычислить молекулярную массу газа.

5 Во сколько раз увеличится объем этилового спирта в результате превращения его из жидкости в пар при н.у.? Чему равна масса одной молекулы этилового спирта?

6 Какой объем водорода при н. у. вступит во взаимодействие, если по реакции получено 2 моль эквивалентов аммиака?

7 Рассчитайте массу (или объем) продуктов реакции:

Н2О2 + О3 = Н2О + 202, если прореагировало 0,3 моль эквивалентов озона при нормальных условиях.

Al(OH)2I; NaH2SbO4; BaO2; Na4IO9; OF2; Ga2(CO3)3.5H2O; K[AgCl2];

2 Дигидроксокарбонат димеди; метаборная кислота; иодная кислота;

гидроортоарсенит железа (III); тетраоксоосмий; хлорат меди (I).

3 хромовая кислота + гидроксид таллия (III).

Какой объем займет 1 кг хлороводорода при 8 0С и P = 109кПа?

5 Вычислите молярную массу ацетона, если масса 500 мл его паров 6 Какова реакция среды, если в растворе содержится 1 моль эквивалентов КОН и 1 моль эквивалентов Н3РО4?

7 Рассчитайте массу (или объем) продуктов реакции:

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2, если прореагировало 1 моль эквивалентов О2 при нормальных условиях.

NaHCr2O7; (CaOH)SnO2; Ho2O3; HfCO3.9H2O; [Cr(NO)2(OH)2]-.

2 Цианамид никеля; хлоридтетрафтораммония; гидроарсенат железа (III); метагерманиевая кислота; тетраоксоселеннат диводорода.

3 Дихромовая кислота + гидроксид железа (III).

4 Вычислить молярную массу фторида серы, если при 50° С масса 1 л этого газа при давлении 105 кПа равна 5,72 г.

5 В газометре над водой находятся 7,4 л кислорода при 23°С и 104, кПа. Давление насыщенного водяного пара при 23°С равно 2,8 кПа.

Какой объем займет находящийся в газометре кислород при н. у.?

6 Определите объем 2 моль эквивалентов кислорода (н. у).

7 В каком количестве NaOH содержится столько же моль эквивалентов, сколько в 140 г КОН?

MgSe; KO2; PbCrO2; Ca10F2(PO4)6; ZnSO3.8H2O; K3[Co(CN)2(OH)4].

2 Метосиликат бария; тиоцианат хрома (III); мезобромная кислота;

гидроксид индия (III); гептаоксодиарсенат диводорода.

3 Молибденовая кислота + гидроксид индия (III).

4 Вычислить массу 100 л СО при 28° С и давления 94 кПа.

Масса 0,001 м3 газа при н.у. равна 0,0021 кг. Определите молярную массу газа и массу его молекулы.

6 Какой объем занимают 0,2 моль эквивалентов водорода (н.у.)?

7 Молярная масса эквивалента металла равна 56,2 г/моль. Вычислите массовую долю металла в его оксиде.

NH4S2O3; H2MnO2; (FeOH)3(PO4)3; OsO4; CaCO3.8H2O; Rb3[NdCl6].

2 Перхлорат меди (II); азид олова (IV); ортосернистая кислота; гидроксид празеодима (III); теллуроводородная кислота; трисульфан.

3 Димолибденовая кислота + гидроксид индия (III) 4 Найти молекулярную массу газа, если масса 5 л его при 75°С. и давлении 115 кПа равна 4,3 г.

5 Температура газа, находящегося в стальном баллоне под давлением 10 МПа, равна 15° С. При какой температуре давление газа достигнет предельного для баллона давления 30 МПа?

6 Сколько моль эквивалентов содержится в 10 г гидроксида бария?

7 Какой объем кислорода вступит в реакцию с 3 моль эквивалентами азота при нормальных условиях?

N2O; HReO4; Na2SiO4; KHSO5; VO(CO3); Cu2CO3.4H2O; Na2[PtI4].

2 Cульфид калия-водорода; гидроксокарбонат хрома (III); тиосернистая кислота; гексафторофосфат водорода; ортоалюминат лития.

3 Ортованадиевая кислота + гидроксид хрома (III).

4 Вычислить мольную массу газа, если масса 3 л его при нормальных 5 Определите объем, занимаемый 11 г диоксида углерода при н.у.

Сколько молекул содержится в этой массе газа?

6 Чему равна масса моль эквивалентов хлорида кальция?

7 Хлорид металла содержит 69% хлора. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

Na2B4O7; H5IO6; Fe(OH)2F; KLiSO4; BaAsO3.7H2O; Rb3[Co(CNS)6].

2 Ортогерманат железа (III); нанооксодииодат тетранатрия; пентаоксодибром; гидрокарбонат аммония; пероксид кальция.

3 Диванадиевая кислота + гидроксид кальция.

4 Масса 7 л газа при нормальных условиях равна 10 г. Определить 5 Какой объем займут при н.у. 120 мл азота, собранного над водой 6 Определите массу трех молей эквивалентов гидроксида натрия.

7 Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента которого равна 27,9 г/моль, вытесняет 0,7 л водорода (н. у.). Определите FeHP2O7; MoO3; KNO2; H2SeO3; LaPO4.12H2O; [Pd(H2O)4I2]; Au(OH)3.

2 Пентаоксодиселенат диводорода; гидроортованадат лития; гексаоксодихлор; метаоловянная кислота; гидроксоарсенит аммония.

3 Серная кислота + гидроксид иттрия (III).

4 Хлорат калия КСlO3 при нагревании разлагается с образованием КС1 и О2. Сколько литров кислорода при 15° С и давлении 105 кПа 5 Какой объем при 100°С и нормальном давлении займут пары 10 г 6 Сколько моль эквивалентов содержится в 100 г карбоната кальция?

7 Металл массой 1 г соединяется с 8,89 г брома и 1,78 г серы. Определите молярную массу эквивалента металла.

Са3(OH)3VO4; Be(OH)2; K4P2O7; MgO2; Sm2(CO3)3.11H2O; Na2[CuF4].

2 Тетраоксоселенат аммония; гептаоксодиванадат тетраводорода; триоксохром; фосфат диводорода-лития; гидроксонитрит бария.

3 Марганцовистая кислота + гидроксид скандия (III).

4 Какой объем Н2 (при 22° С и давлении 104 кПа) выделится при растворении 18 г цинка в соляной кислоте?

5 250 мл водорода собраны над водой при 26°С и давлении 98,7 кПа.

Давление насыщенного пара воды при этой температуре равно 3, кПа. Вычислите объем водорода при н.у. и его массу.

6 На нейтрализацию 0,336 г кислоты расходуется 0,292 г гидроксида натрия. Вычислить эквивалент кислоты.

7 Сколько моль эквивалентов НNОз, участвующей в реакции обмена, содержится в 1 л раствора, если концентрация этого раствора равна NaHMoO4; H2TeO3; IrO2; Y(OH)I2; HIO3; SrCO3.8H2O; [Co(NH3)3Cl3].

2 Хромат алюминия; гидроксонитрит бария; диоксоборат водорода;

гексаоксоиодат пенталития; оксид астата (VII); гидроксид стронция.

3 Мезоиодная кислота + гидроксид стронция.

4 Какой объем кислорода при 15° С и давлении 116 кПа понадобится для окисления 10 г углерода с образованием С02?

5 Масса одного литра серосодержашего газа при н.у. равна 1,52 г.

Определите формулу газа.

При реакций между 0,183 г металла и кислотой получено 168 см водорода (н. у.). Вычислить эквивалент металла. Какой это металл, если его валентность равна двум?

7 При восстановлении 5,1 г оксида металла (III) образовалось 2,7 г воды. Определите молярную массу эквивалента и молярную массу металла, если молярная масса эквивалента воды равна 9 г/моль.

(BaOH)3NbO4; H4SnO4; K2O2; NaHCr2O7; TiCO3.7H2O; [Cu(NH3)4]Cl2.

2 Тетраоксогерманат динатрия; иодноватистая кислота, гидрид селена; гидроксонитрит молибдена (III); гидрофосфит кальция.

3 Дииодная кислота + гидроксид кадмия.

4 Пероксид водорода Н2О2 разлагается с образованием воды и кислорода. Сколько литров кислорода при 20° С и 100 кПа может выделиться из 40 г Н2О2?

Сколько молекул содержится в 1 м3 любого газа при 25°С и 100 кПа?

6 Вычислить эквивалент железа, исходя из того, что при соединении железа с серой на 0,85 г железа расходуется 0,50 г серы, эквивалент 7 На нейтрализацию 0,471 г фосфористой кислоты израсходовано 0,664 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалента кислоты.

ZrCO3.5H2O; K3[Co(CNS)2(OH)4]; NaLiSO4; H2WO4; Na3HPbO4; CrO3.

2 Гексасульфан; пентаоксид дифосфора; метосурьмянистая кислота;.

гидроксоортофосфат бария; технат аммония; гидроксид диртути.

3 Ортоиодная кислота + гидроксид цинка.

4 Какой объем водорода, взятого при 16° С и давлении 88 кПа, понадобится для восстановления 15 г оксида меди (П)?

5 Сколько лет потребуется для того, чтобы из заполненной гелием (0°С и 101,3 кПа) ампулы емкостью 1 мм3 полностью эвакуировать газ со скоростью 1 10б атомов в секунду?

6 При окислении 2,81 г двухвалентного металла получено 3,21 г его оксида. Вычислить эквивалент металла. Какой это металл?

7 На осаждение хлора, содержащегося в 0,666 г соли, израсходовано 1,088 г нитрата серебра. Вычислите молярную массу эквивалента K2ReO3; H2TeO3; UO2S2O3; RhO3; BaSO4.9H2O; [Pt(NH3)4Cl2].

2 Фульминат калия; тетраоксоосмий; хлорид ванадила; метаарсенат фосфония; гексаоксотеллурат гексаводорода; гидроксид аммония.

3 Дисерная кислота + гидроксид титана (IV).

4 Какой объем хлора при 35° С и давлении 104 кПа понадобится для получения из металлического железа 20 г FeCl3?

Какова масса 100 м3 оксида углерода (П), собранного над водой при 20°С и 720 мм рт.ст.? Давление насыщенного пара при 20°С равно 6 При взаимодействии 2,5 г карбоната металла с азотной кислотой образовалось 4,1 г нитрата этого же металла. Вычислить эквивалент 7 Определите молярную массу эквивалента воды при реакции ее с металлическим натрием и с оксидом натрия.

H4Nb2O7; KBrO2; Na2LiPO4; (NH4)2S2O8; CuBr2.4H2O; [Al(OH)3Cl3]3-.

2 Гипобромид натрия; циатид аммония; метагерманиевая кислота;

диоксоплюмбат водорода-лития; гидроксоарсенит аммония.

3 Серная кислота + гидроксид циркония (IV).

4 Сколько граммов алюминия растворилось в соляной кислоте, если выделилось 15 л водорода, измеренного при 18° С и 106 кПа?

5 Масса 1600 мл газа (при н.у.) равна 2 г. Найти относительную молекулярную массу этого газа.

6 На нейтрализацию 7.33 г фосфорноватистой кислоты пошло 4,4 г NaOH. Вычислить эквивалент кислоты, ее основность и написать уравнение реакции нейтрализации.

7 Рассчитайте молярную массу эквивалента кислоты, если на нейтрализацию 9 г ее израсходовано 8 г гидроксида натрия.

(BaOH)3NbO4; H2TeO3; SrCO3.8H2O; [Pd(H2O)4I2]; KLiSO4; Сl2O7.

2 Пентаоксодиселенат диводорода; гидрид селена; нанооксодииодат тетранатрия; тиосернистая кислота; триоксоманганат дилития.

3 Ортотеллуровая кислота + гидроксид бария.

4 При разложении оксида ртути (П) получено 5 г металлической ртути. Какой объем займет выделившийся при этом кислород при 14° С В стальном баллоне вместимостью 50 л находится при 180С кислород под давлением 12 МПа. Какой объем кислорода, находящегося при нормальных условиях, можно получить из такого баллона?

6 Сколько граммов магния надо взять, чтобы получить такой же объём водорода, какой был получен при взаимодействии 26,97 г алюминия с кислотой? Эквивалент магния и алюминия соответственно 12,16 и 8,99.

7 Определите молярную массу эквивалента металла, если из 48,15 г его оксида можно получить 88,65 г его нитрата. В соединениях металл проявляет степень окисления +2.

H4SnO4; FeHP2O7; BaAsO3.7H2O; Na2SiO4; N2O; KO2; [Co(NH3)3Cl3].

2 Тетраоксогерманат динатрия; гидроксонитрит бария; пентаоксодибром; гексафторофосфат водорода; мезоиодная кислота.

3 Селеновая кислота + гидроксид гафния (IV).

4 Какой объем СО2 при 23° С и давлении 105 кПа выделится при действии серной кислоты на 15 г карбоната натрия?

5 На сколько больше (по массе) может вместиться кислорода в газгольдер емкостью 5000 м3 зимой при -20 °С по сравнению с летним периодом при +30 °С, если давление в нем равно 150 кПа?

6 При восстановлении 6,50 г оксида образовалось 4;45г металла. Вычислить эквивалент металла и эквивалент его оксида. Какой это металла, если его валентность равна трём?

7 При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г фторида металла со степенью окисления +1, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

NaHCr2O7; IrO2; Na2B4O7; KHSO5; CaCO3.10H2O; [Cr(NO3)2(OH)2]-.

2 Cульфид калия-водорода; диоксоборат водорода; гидрокарбонат аммония; ортосернистая кислота; хлорат меди (I).пентасульфан.

3 Ортокремниевая кислота + гидроксид кальция.

4 40 г сульфида железа обработали избытком серной кислоты. Какой объем сероводорода (при 16° С и давлении 103 кПа) выделится?

5 При какой температуре 5 г кислорода займут объем, равный мл, давление равно 225 кПа?

6 Одна и та же масса металла соединяется с 1,591 г галогена и с 70, см3 О2, измеренного при н. у. Вычислить эквивалент галогена.

7 При нагревании 20,06 г металла получено 21,66 г оксида. Определите молярную массу эквивалента металла.

Y(OH)I2; HIO3; TiCO3.7H2O; H2SeO3; OsO4; Ca10F2(PO4)6; Na2[PtI4].

2 Ортогерманат железа (III); гексаоксоиодат пенталития; тиоцианат хрома (III); гидроарсенат железа (III); хлорид тетрафтораммония.

3 Дифосфорная кислота + гидроксид свинца (II).

4 Газообразное вещество занимает объем 0,256 л при температуре в 27 °С и давлении 2,5.105 Па. Какой объем займет газ при н. у. ?

5 Вычислите количество молекул диоксида углерода, которое содержится в 680 мл этого газа при н.у.

6 В оксидах азота на два атома азота приходится: а) пять; б) четыре;

в) один атом кислорода. Вычислить эквиваленты азота в оксидах и эквиваленты оксидов.

7 Рассчитайте молярную массу эквивалента элемента, если массовая доля серы в соединении этого элемента с серой равна 13,8%, а молярная масса эквивалента серы —16,03 г/моль.

PbCrO2; MoO3; HReO4; (CaOH)SnO2; Ga2(CO3)3.5H2O; [Cu(NH3)4]Cl2.

2 Метасиликат бария; ортотеллуровая кислота; гидроортованадат лития; иодная кислота; метаоловянная кислота; ортоалюминат лития.

3 Дисерная кислота + гидроксид циркония (IV).

4 Неизвестное вещество массой 1,215 г, будучи переведенным в газообразное состояние при температуре 300 К и давлении 0,99-105 Па, Какой объем займут 8.10 23 молекул CO2 при 70 °С и Р= 108 кПа.

6 Вещество содержит 39,0% серы, эквивалент которой 16,0, и мышьяк. Вычислить эквивалент и валентность мышьяка, составить формулу этого вещества.

7 Рассчитайте точную относительную атомную массу металла, если известно, что 23,92 г его соединились с 10,0 г серы, а приблизительная относительная атомная масса равна 120.

PbCrO2; Ca10F2(PO4)6; MgSe; ZnSO3.8H2O; VO(CO3); Rb3[Co(CNS)6].

2 Метасиликат бария; азид олова (IV); иодноватистая кислота,. теллуроводородная кислота; гидроортованадат лития; иодная кислота.

3 Дифосфорная кислота + гидроксид кальция.

В стальном баллоне объемом 12 л находится О2 под давлением 1• Па при температуре О °С. Какой объем займет этот газ (при н. у.)?

5 Определить число молей газа, содержащихся в 355 л, при 450 °С и 6 Один оксид марганца содержит 22,56% кислорода, другой — 50,50%. Вычислить эквиваленты марганца в этих оксидах и составить их формулы.

7 При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитайте объемы газов, вступивших в LaPO4.12H2O; H5IO6 ; NH4S2O3; NaHCr2O7; HfCO3.9H2O; Rb3[NdCl6].

2 Цианамид никеля; Перхлорат меди (II); метаоловянная кислота; ортоалюминат лития. триоксодиталлийрутений; пероксид кальция.

3 Дисерная кислота + гидроксид гафния (IV).

Давление в автомобильной шине при 27 °С равно 2.105 Па. Как изменится давление, если температура понизится до -32°С.

5 Вычислить в граммах массу молекулы NO 6 При сгорании серы в кислороде образовалось 12,8 г SO2. Сколько эквивалентов кислорода требуется на эту реакцию? Чему равны эквиваленты серы и ее оксида?

7 При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось 8,4 л водорода при нормальных условиях. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла. Сколько потребуется литров кислорода для окисления этого же количества металла?

LaPO4.12H2O; H2MnO2; Ca10F2(PO4)6; Ho2O3; KO2; K4[Fe(ONO)6].

2 Дигидроксокарбонат димеди; гексаоксодихлор; гидрофосфит кальция; оксид астата (VII); метаборная кислота; ниобиевая кислота.

3 Селеновая кислота + гидроксид бария.

4 Приведите объем газа к нормальным условиям, если при давлении 1,28.105 Па и температуре 15 °С он занимает объем, равный 0,575 л.

Микроманометр может измерить P = 1.10-8 Па. Сколь молекул N2 будет находиться в 100 мл при 280С и указанном давлении?

6 При восстановлении водородом 10,17 г оксида двухвалентного металла образовалось 2,25 г воды, эквивалент которой 9,00. Вычислить эквивалент оксида и эквивалент металла. Вычислить атомную 7 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при н. у. 123,3 мл водорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторого неметалла. Рассчитайте молярную массу эквивалента неметалла.

(FeOH)3(PO4)3; NaHCr2O7; BaO2; CrAsO4.10H2O; [Al(OH)3Cl3]3-.

2 Тетрафторфосфоний натрия; гидроксид индия (III); метагерманиевая кислота; метаарсенат натрия; тетраоксоселеннат диводорода.

3 Ортотеллуровая кислота + гидроксид свинца (II).

4 0,927 г некоторого азотсодержащего вещества образовалось при реакции 126 мл азота (27°С и 98,6 кПа). Вычислите процентное содержание азота в веществе.

5 Какой объем (при н.у.) занимают 5 кг оксида серы (VI)?

6 Какой объем хлора (при н. у.) пойдет на взаимодействие с 2,5 г металла, эквивалентная масса которого равна 9,00 г/моль?

7 На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NaOH. Вычислить эквивалентную массу и основность Н3PO 36 1 PbCrO2; Al(OH)2I; NH4S2O3; CdOHNO2; UO2SO4; [Pt(NH3)2Cl4].

2 Цианамид никеля; тетраоксоплюмбат тетралития; фульминат аммония; гидроксид гольмия (III); гептаоксодиарсенат диводорода.

3 Серная кислота + гидроксид титана (IV).

4 Из скольких атомов состоят молекулы паров ртути, если ее плотность по воздуху равна 6,92?

5 При 28° С и давлении 105 кПа объем газа равен 7 л. Какое давление окажет этот газ, находясь при 30° С в объеме 6 л?

6 На нейтрализацию фосфорной кислоты массой 0,943 г израсходовано гидроксида калия массой 1,077 г. Рассчитайте основность фосфорной кислоты.

7 При взаимодействии магния с кислотой выделилось 100 мл водорода, собранного и измеренного над водой при 291 К и 101,3 кПа. Давление насыщенного пара воды при этой температуре равно 2,07 кПа.

Рассчитайте массу магния, вступившего в реакцию.

OF2; NaHSO5; СaNaPO4 K[AgF2]; ZrSO4.8H2O; K2S2O8 Rb3[NdCl6].

2 Перхлорат меди (II); гидроортоарсенит железа (III); гексаоксотеллурат гексаводорода; гидроксид арсония; метагерманиевая кислота.

3 Ортокремниевая кислота + гидроксид гафния (IV).

4 Плотность газа по водороду равна 17,5. Какова масса этого газа, взятого объемом 1 л (при н. у.)?

Какой объем при н.у. займут 5,43-1025 молекул оксида углерода (II)?

Какова масса этого числа молекул?

6 При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделилось 4,03 л водорода (н. у.). Вычислить эквивалентную массу 7 Рассчитайте молярную массу эквивалента металла, зная, что 28,5 г его при взаимодействии с водородом образуют 30 г водородного соединения.

H5IO6 ; NaLiSO4; HfCO3.9H2O; H2SeO4; [Pd(H2O)4I2]; Na2TcO3; KNO2.

2 Нитрат ванадила; гидрокарбонат аммония; нанооксодииодат тетранатрия; гексафторофосфат водорода; азид олова (IV).

3 Марганцовистая кислота + гидроксид иттрия (III).

4 Сколько молей содержится в 0,250 л кислорода при нормальных 5 При 50° С и давлении 140 кПа газ занимает объем 940 мл. Какой объем займет это количество газа при той же температуре и нормальном давлении?

6 При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислить эквивалентные массы металла и его оксида.

7 Металл массой 0,5 г вытеснил из раствора кислоты 198 мл водорода, собранного и измеренного над водой при 298 К и 99,3 кПа. Давление насыщенного пара воды — 23,5 кПа. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла.

RuO3; Na4IO9; Cu(ClO3).4H2O; Na2[PtI4]; H4V2O7; Fe(OH)2F; Au(OH)3.

2 Нитрат ванадила; триоксоманганат дилития; гидроортованадат кальция; тиосернистая кислота; пентаоксодибром; трисульфан.

3 Серная кислота + гидроксид скандия (III).

4 Газометр объемом 10 л заполнен газом. Давление в газометре 1,15.105 Па, температура 17 °С. Плотность газа по водороду равна 16. Определите, какой газ находится в газометре и какова его масса.

(Вещество простое.) 5 Какой объем займут 40 г N2 при 20° С и давлении 117кПа?

6 Вычислить эквивалент и эквивалентную массу Fе(ОН)3 в реакциях образования: а) хлорида дигидроксожелеза; б) дихлорида гидроксожелеза; в) трихлорида железа.

7 Металл массой 13,43 г и степенью окисления +2 вытеснил из кислоты 5 л водорода, собранного над водой и измеренного при температуре 291 К и 101,3 кПа. Давление насыщенного пара воды — 2,07 кПа. Определите, какой это металл.

NaH2SbO4; Cl2O7; LaPO4.12H2O; VO(CO3); N2O; K3[Co(CN)6].

2 Ортогерманат железа (III); триоксодиталлий; ортосернистая кислота; тиоцианат хрома (III); гидроарсенат железа (III); пероксид бария.

3 Диванадиевая кислота + гидроксид хрома (III).

4 Неизвестное вещество массой 0,582 г находится в парообразном состоянии при температуре 35 °С и давлении 0,99-105 Па и занимает объем 205 мл. Определите его молярную массу.

5 Баллон емкостью 50 л содержит 20 г кислорода. Вычислите давление в баллоне при 50°С. Какой объем займет это количество кислорода при н.у.?

6 Из 3,31 г нитрата металла получено 2,78 г его хлорида. Вычислить эквивалентную массу этого металла.

7 Оксид металла содержит 28,65% кислорода, а соединение того же металла с галогеном — 78,72% галогена. Рассчитайте молярную массу эквивалента галогена.

Na2B4O7; MoO3; Cu2CO3.4H2O; FeOH)3(PO4)3; K3[Co(CN)2(OH)4].

2 Cульфид калия-водорода; диоксостаннат водорода-натрия; метаоловянная кислота; гидроксокарбонатжелеза (III); ортоалюминат лития.

3 Ортованадиевая кислота + гидроксид кальция.

4 Углеводород СxНy массой 1,238 г находится в газообразном состоянии при 90 °С и давлении 0,96.105 Па и занимает объем 500 мл.

Определите молярную массу углеводорода и напишите его формулу.

При нормальных условиях 1 г воздуха занимает объем 773 мл. Какой объем займет та же масса воздуха при 42° С и 195 кПа?

На сжигание 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода (н. у.). Вычислить эквивалентную массу этого металла.

Определите степень окисления золота в соединении состава: 64,9% FeHP2O7; Na2SiO4; H2SeO3; N2O; Ca10F2(PO4)6; HfCl2.9H2O; K3[NdCl6].

2 Пентаоксодиселенат диводорода; гидроксид празеодима (III); хлоридтетрафтораммония; тетраоксоосмий; гидроксид гольмия (III).

3 Димолибденовая кислота + гидроксид индия (III).

4 Газовая смесь состоит из NO и СО2. Вычислите объемное содержание газов в смеси (в процентах), если их парциальные давления соответственно равны 0,36-105 и 0,78-105 Па.

5 Вычислите массу 96 мл азота, собранного над водой при 28°С и кПа. Давление насыщенных паров воды равно 4,2 кПа.

6 В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла.

Вычислить эквивалентные массы металла и его оксида.

7 Молярная масса эквивалента некоторого элемента равна 24, г/моль. Вычислите массовую долю (%) кислорода в оксиде этого элемента; объем водорода, который потребуется для восстановления 4,95 г его кислородного соединения.

KIO3; NH4S2O3; MgSe; NaHCr2O7; CrAsO4.10H2O; [Cr(NO)2(OH)2]-.

2 Гипобромид натрия; теллуроводородная кислота; тетраоксоплюмбат тетралития; мезобромная кислота; гидроксоарсенит аммония.

3 Молибденовая кислота + гидроксид индия (III).

4 В закрытом сосуде объемом 10 л находятся при температуре 10 °С кислород массой 2 г и метан массой 1,6 г. Вычислите: 1) парциальные давления газов; 2) общее давление в сосуде; 3) объемные доли 5 При давлении 79 кПа и температуре 100° С газ занимает объем мл. Найти объем газа при нормальных условиях.

6 Вычислить эквивалент и эквивалентную массу Н3РО4 в реакциях образования: а) дигидрофосфата; б) гидрофосфата; в) ортофосфата.

7 Рассчитайте молярную массу эквивалента металла, если при получении средней соли этого металла на каждые 0,002 кг металла расходуется 0,00327 кг Н3РО4; 0,006 кг этого металла вытесняют из Н3РОд такой объем водорода, сколько его вытесняет 0,0027 кг Al.

KO2 H2MnO2; (OsO4;; PbCrO2 Cu(ClO3).4H2O; KIO3; OF2; K[AgCl2];

2 Перхлорат меди (II); гексаоксодихлор; нанооксодииодат тетранатрия; метагерманиевая кислота; гидроортоарсенит железа (III). Марганцовистая кислота + гидроксид индия (III) 4 Определите, какое число «молекул воздуха» будет содержаться в воздухе объемом 1 мл, если вакуумным насосом в сосуде создано разрежение. Остаточное давление в сосуде равно 1,3-10-6 Па, температура 27 °С.

В стальном баллоне вместимостью 25 л находится при 280С водород под давлением 15 МПа. Какой объем водорода, находящегося при нормальных условиях, можно получить из такого баллона?

6 Вычислить эквивалентную массу металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовано 0,28 л водорода (н. у.).

7 Металл массой 0,004086 кг вытесняет из кислоты 1,4 л H2, измеренного при н. у. Металл с такой же массой вытесняет 130,01295 кг Pb из раствора его солей. Вычислите молярную массу эквивалента Pb.

UO2SO4; H4V2O7; NaH2SbO4; HReO4; CaCO3.8H2O; K4[Fe(ONO)6].

2 Цианамид никеля; диоксостаннат водорода-натрия; гидроксид арсония; метаарсенат натрия; тетраоксоселеннат диводорода.

3 Ортованадиевая кислота + гидроксид индия (III).

В каком объеме газа содержится при нормальных условиях 1021 молекул?

5 Давление газа, занимающего объем 50 л, равно 150 кПа. Чему будет равно давление, если, не изменяя температуру, сжать газ до объема 6 Из 1,3 г гидроксида металла получено 2,85 г его сульфата. Вычислить эквивалентную массу этого металла.

7 Определите молярную массу эквивалента металла со степенью окисления +2, если из 48,15 г оксида его можно получить 88,65 г его KHSO5; (CaOH)SnO2; BaO2; NaNO;ZrSO4.8H2O; [Al(OH)3Cl3]3-.

2 Метосиликат бария; гидроселенит кальция; метаборная кислота;

триоксоманганат дилития; гептаоксодиарсенат диводорода.

3 Серная кислота + гидроксид индия (III) 4 Во сколько раз увеличится объем брома в результате превращения его из жидкости в пар при н.у.? Чему равна масса одной молекулы 5 Каким станет давление газа, находящегося в баллоне под давлением 17,8 МПа и температуре 95° С, если температура понизить на 40° С?

Из 1,35 г оксида металла получено 3,15 г его нитрата. Вычислить эквивалентную массу этого металла.

6 Сколько моль эквивалентов извести Са(ОН)2 потребуется для нейтрализации 1% г фосфорной кислоты для получения одно-, двух- и трехзамещенного фосфата кальция?

7 По реакциям нейтрализации серной кислоты и ортофосфорной одинаковым количеством щелочи образовались соответственно сульфат и дигидроортофосфат. Каково отношение масс этих кислот, пошедших на нейтрализацию?

Ho2O3; H5IO6; Ga2(CO3)3.5H2O; NiOHMnO4; Pd(OH)2; [Pt(NH3)2Cl4].

2 Дигидроксокарбонат димеди; гексаоксотеллурат гексаводорода; гексахлоромолибдат (III) трилития; дисульфат калия; иодная кислота.

3 Ортованадиевая кислота + гидроксид скандия (III).

4 Масса собранного над водой газа, равная 0,465 г при 23°С и 764 мм рт.ст., заняла объем 446 мл. Парциальное давление паров воды при этой температуре равно 21,1 мм рт.ст. Определите молярную массу 5 Во сколько раз увеличится объем воды в результате превращения ее из жидкости в пар при н.у.? Чему равна масса одной молекулы H2O?

6 Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислить эквивалентную массу металла.

7 Сколько моль эквивалентов CaCO3 могут прореагировать с 179 мл раствора НС1 плотностью 1,02 г/мл с массовой долей 4%.

KLiSO4; Al(OH)2I; CdOHNO2; FePO4.12H2O; RuO3; H3[AuF6].

2 Тетрафторфосфоний натрия; гексафторофосфат водорода; фульминат аммония; сульфат ванадила; азид олова (IV); ниобиевая кислота.

3 Марганцовистая кислота + гидроксид хрома (III).

Определите давление газа, содержащего 5.1012 молекул в 1 см3 при 5 При 30° С и давлении 110 кПа газ занимает объем 820 мл. Какой объем займет это количество газа при той же температуре и нормальном давлении?

6 В какой массе Са(ОН)а содержится столько же эквивалентов, сколько в 312 г А1(ОН)3?

7 Сколько моль эквивалентов алюминия прореагирует с 86 мл раствора соляной кислоты плотностью 1,06 г/мл с массовой долей 12%?

49 1 Na3SbO4; (MgOH)3AsO4; OsO4; NaLiSO4; Na2TcO3; ; [Pd(H2O)2I4].

2 Манганит лития; нитрат ванадила; ортониобиевая кислота; дихромат аммония; хлорная кислота; триоксовольфрамат диводорода.

3 Диванадиевая кислота + гидроксид скандия (III).

4 Сколько лет потребуется для того, чтобы пересчитать количество молекул, которое содержится в 1 г воды, если отсчитывать по одной 5 При давлении 95 кПа и температуре 120° С газ занимает объем мл. Найти объем газа при нормальных условиях.

6 Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см3 кислорода (н, у.)?

7 Раствор НNО3 объемом 76,15 мл с массовой долей 54% и плотностью 1,34 г/мл добавили к 1 л воды. Сколько моль эквивалентов кислоты содержится в 100 г полученного раствора?

50 1 Na3SbO4; (MgOH)3AsO4; OsO4; NaLiSO4; Na2TcO3; [Os(NH3)2Cl4].

2 Гипобромид натрия; фторид сульфония; гексаоксодирений; метагерманиевая кислота; гептаоксодифосфат тетранатрия.

3 Молибденовая кислота + гидроксид кальция.

Какой объем при н.у. займут 2,41-1025 молекул хлора? Какова масса 5 Температура газа, находящегося в стальном баллоне под давлением 24 МПа, равна 2° С. При какой температуре давление газа достигнет 6 На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить эквивалентные массы оксида и металла. Чему равна атомная масса 7 Элемент образует гидрид с массовой долей водорода 8,87%. Вычислите эквивалентную массу элемента.

Рекомендуемая литература 1. Практикум по неорганической химии /Бабич Л.В. и др.- М.: Просвещение, 1991.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 3. Угай Я.А. Общая химия. М.: Высшая школа, 2001.

4. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 2000.

5. Глинка Н.Л. Общая химия. М.: Высшая школа, 1988.

6. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. С-Петербург: Химия, 1995.

7. Хомченко Г.П., Цитович Н.К. Неорганическая химия, М.: Высшая школа, 1987.

8. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии – Л.: «Химия», 1984.

О 2 - надпероксид-ион или гипероксид-ион, Катионы, образованные некоторыми элементами с водородом и включающие большее число атомов водорода, чем требуется по правилу нейтральности, носят групповое название - ониевые катионы. Их специальные названия: