И стехиометрические расчёты

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить видеозапись лабораторной работы «Основные классы неорганических соединений [Приложение к УМК: диск 2, работа 2].

Цель выполнения задания

· Познакомиться с методами получения и химическими свойствами оксидов и гидроксидов и научиться составлять уравнения реакций получения солей.

· Усвоить принцип кислотно-основного взаимодействия.

∙ Научиться проводить стехиометрические расчёты.

Теоретические сведения

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород. Общая формула оксидов: Э_ХО_У, где х – число атомов элемента, у – число атомов кислорода.

Оксиды бывают несолеобразующие (SiO, CO, N₂O, NO) и солеобразующие. Последние в свою очередь делятся на оснóвные, кислотные и амфотерные. Химический характер оксидов, образуемых различными элементами, можно оценить в соответствии с табл. 3.1.

Таблица 3.1

Зависимость свойств оксидов от химической природы элементов

и степени окисления металла

Элементы	Металлы			Неметаллы
Степень окисления атомов элементов, образующих оксиды	+1, +2	+3, +4 и выше	+5, +6, +7
Свойства	оснóвные	амфотерные	кислотные
Примеры	Na2O, CaO (кроме ZnO, BeO, SnO…)	Al2O3, SnO2 (а также ZnO, BeO, SnO…)	CrO3, Mn2O7	CO2, SO3, P2O5, SiO2

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и одной или нескольких гидроксильных групп OН‾. Например: NaOH, Ca(OH)_2, Fe(OH)₂.

Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Например: НCl, H₂SO₄, H₂CO₃. Существуют также бескислородные кислоты, которые не являютя гидратами оксидов, например: HCl, HBr, H₂S.

Соли – сложные вещества, состоящие из кислотного и основного остатков. Например: NaCl, CaSO₄, FeCO₃. Кислотный остаток – группа атомов, которая получается, если от кислоты мысленно отнять один или несколько атомов водорода. Оснóвный остаток – часть молекулы основания, которая остаётся при мысленном отрыве от неё одной или нескольких гидроксильных групп.

Принцип кислотно-основного взаимодействия состоит в том, что химическое взаимодействие возможно между соединениями, проявляющими кислотные свойства с соединениями основного характера.

К основным стехиометрическим законам относятся:

- закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г.; А.Л. Лавуазье, 1777 г.):

масса исходных веществ равна массе продуктов реакции;

- закон эквивалентов (И.Рихтер, 1800г.):

все вещества реагируют в эквивалентных отношениях или моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним моль эквивалентов другого вещества;

- закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1803 г.):

если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа;

- закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808 г.):

соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа его получения;

- закон Авогадро и следствия из него (А. Авогадро, 1811 г.):

в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

На основе этих законов составляются химические уравнения и по ним осуществляются расчеты.

1моль любого вещества содержит 6,02  10²³ структурных единиц (молекул, атомов, ионов) – число Авогадро (N_А): N_А = 6,02  10²³ моль^1.

Масса одной частицы (m₀) вычисляется из соотношения:

m₀ = (М) : ( N_А),

где М − молярная масса вещества, г/моль.

Из закона Авогадро следует, что 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.): Т = 273К и р = 101,3 кПа занимает объем 22,4 л – молярный объем (V_m): V_m = 22,4 л/моль.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ