образованы кристаллическими решетками и других веществ с водородными связями – например: гидрохинон, фенол, толуол. Названия клатратов образуются подобно другим аддуктам: 6Xe×46H2O ксенон-вода (6/46).

1. Лабораторная работа «Основные классы неорганических соединений».

Оксиды

Опыт 1. (групповой опыт, под тягой). Поместить в ложечку для сжигания (вставленную в корковую пробку) кусочек серы величиной с горошину и поджечь ее в пламени спиртовки. Отметить цвет пламени горящей серы. Внести горящую серу в колбу с ~5 мл воды и 5-6 кап. метилового оранжевого, закрыть колбу пробкой. Отметить изменение цвета индикатора. Обосновать наблюдения, назвать химические соединения.

Опыт 2. В пробирку налить ~3 мл воды и добавить 5-6 кап. лакмуса. В результате взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой в аппарате Киппа получить углекислый газ. С помощью горящей лучинки установить поддерживает ли он горение. Пропустить ток углекислого газа из аппарата Киппа через воду в пробирке и наблюдать изменение окраски индикатора. Обосновать наблюдения, назвать химические соединения.

0пыт 3. Зажать в тигельных щипцах или пинцете кусочек магниевой ленты и поджечь ее в пламени спиртовки. Продукт реакции перенести в пробирку, налить ~2 мл воды и добавить 2-3 капли фенолфталеина. Отметить окраску индикатора. Обосновать наблюдения, назвать химические соединения.

Опыт 4. В две пробирки внести шпателем по щепотке оксида цинка. В одну прилить ~2 мл разбавленной соляной кислоты, а в другую ~2 мл концентрированного раствора гидроксида натрия. Наблюдать растворение осадка. Обосновать наблюдение. Назвать химические соединения.

На основании опытов 1-4 сделать вывод о свойствах оксидов.

Гидроксиды

Опыт 5. В две пробирки налить по ~2 мл хлорида алюминия и хлорида хрома (III). В каждую из пробирок по каплям добавить разбавленный раствор гидроксида натрия до образования осадков. Отметить цвет осадков и в отдельных пробирках испытать их растворимость в разбавленной соляной кислоте и избытке щелочи. Обосновать наблюдения. Назвать химические соединения.

Опыт 6. (групповой опыт, под тягой). В кристаллизатор с водой добавить 5-6 кап. фенолфталеина и с помощью щипцов осторожно опустить маленький (величиной с горошину) кусочек натрия, предварительно очищенного от верхнего окисленного слоя и осушенного фильтровальной бумагой. Отметить изменение цвета раствора и выделение газа. Обосновать наблюдения.

На основании опытов 5-6 сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксидов алюминия, хрома (III) и натрия.

47

Кислоты

Опыт 7. В пробирки налить 0.5 – 1 мл раствора силиката натрия (силикатный клей). Добавить такой же объем разбавленной соляной кислоты и отметить образование студенистого осадка. Обосновать наблюдение. Назвать химические соединения.

Опыт 8. В отдельные пробирки поместить по небольшому количеству порошка цинка и несколько кусочков тонкой медной проволоки. Испытать взаимодействие с металлами разбавленной соляной кислоты, разбавленных и концентрированных серной и азотной кислот. Обосновать наблюдения. Назвать химические соединения.

Соли

Опыт 9. В три пробирки налить по ~2 мл раствора нитрата свинца (II) и добавить: в первую раствор хлорида натрия, во вторую – сульфата магния и в третью – йодида калия. Наблюдать образование осадков. Классифицировать химические реакции и назвать продукты реакций.

Опыт 10. В три пробирки налить по ~2 мл растворов – сульфата меди (II), сульфата натрия и ацетата свинца (II). В каждый раствор внести предварительно зачищенную гранулу цинка. Что наблюдается? Обосновать наблюдения. Классифицировать химические реакции и назвать продукты реакций.

Опыт 11. Налить в пробирку ~3 мл «известковой воды» и пропустить из аппарата Киппа углекислый газ. Наблюдать последовательное образование и растворение осадка. Обосновать наблюдения. Классифицировать химические реакции и назвать продукты реакций.

Опыт 12. В пробирку с ~1 мл раствора сульфата меди (II) по каплям добавлять раствор карбоната натрия и наблюдать образование осадка основной соли. Обосновать наблюдение. Назвать продукты реакции.

Металлокомплексные соединения

Опыт 13. (под тягой). Аммиакаты. В две пробирки налить по ~2 мл растворов хлорида никеля(II) и сульфата меди(II). В каждый раствор постепенно добавлять концентрированный раствор аммиака, наблюдая образование осадков и их дальнейшее растворение. Отметить цвет образующихся растворов. Обосновать наблюдения. Назвать комплексы.

Опыт 14. Ацидокомплексы железа. В две пробирки налить по 2 мл раствора хлорида железа(III) и гексацианоферрат(III) калия и добавить раствор роданида калия. Отметить окраску исходных и полученных растворов. В две другие пробирки налить по 2 мл свежеприготовленного раствора сульфата железа(II) и гексацианоферрат (II) калия и добавить к ним раствор гидроксида калия. Отметить образование осадка в одной из пробирок. Обосновать наблюдения. Назвать комплексы железа.

Опыт 15. Аквакомплексы. Несколько кристаллов кристаллогидрата CoCl2×6H2O поместить в две пробирки и в фарфоровую чашку. В одной пробирке растворить соль в воде, а в другой – концентрированной соляной кислоте. Кристаллы в фарфоровой чашке нагреть в пламени спиртовки. Сравнить окраску соли – в виде кристаллогидрата, в растворах и после прокаливания. Палочкой, смоченной в водном растворе соли, на листе бумаги сделать надпись. Бумагу подог-

48

реть над пламенем спиртовки. Что наблюдается? Обосновать наблюдения. Назвать комплексы кобальта.

13. Количественные характеристики химических элементов и соединений.

Атом – электронейтральная химически неделимая частица, состоящая из положительного заряда ядра (состоящего из протонов и нейтронов) и отрицательно заряженных электронов. Химический

элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом атомных ядер. Разновидности одного и того же химического элемента, отличающиеся массой атомов и распространенностью в природе, называются изотопами

(например, изотопы калия - 39K, 40K, 41K). Наряду с зарядом ядра Z, важнейшей количественной характеристикой атомов химических элементов является их массовое число A, которое определяется суммой числа протонов Z и нейтронов N:

A = Z + N.

В связи с пренебрежительно малой массой электронов (me/mH = 1/1837), массовое число практически определяет массу атомов. Абсолютные значения

масс атомов очень малы, например, масса атома углерода равна 1,995×10-26 кг. Поэтому при расчетах традиционно используют относительные величины атомных масс. С 1961 г. за единицу атомной массы принята атомная единица массы (а.е.м.), которая представляет собой 1/12 массы изотопа углерода 12С.

1 а.е.м. = ma (12C) / 12 = 1,995×10-26 кг / 12 = 1,663 ×10-27 кг. Большинство химических элементов имеют несколько изотопов, различаю-

щихся как своими массовыми числами, так и распространенностью в природе. В связи с этим, для характеристики массы химического элемента используется величина его относительной атомной массы Ar, которая равна отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода 12С. Именно изотопное содержание элементов в природе приводит к дробным значениям относительных атомных масс большинства химических элементов периодической системы (приложение 1).

Аналогично химическим элементам, для массовой характеристики химических соединений используют относительную молекулярную массу Мr

вещества, которая определяется величиной отношения массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12С. Очевидно, что относительная молекулярная масса вещества рассчитывается как сумма относительных атомных масс элементов, входящих в его состав:

Мr = ∑ Аr

Так, Мr (HNO3) = (АrH + АrN + 3∙АrO) = (1 + 14 + 3∙16) = 63 а.е.м.

За единицу количества вещества ν в системе СИ принят моль. Моль - это количество вещества, содержащее такое количество структурных элементов вещества (молекул, атомов, ионов, электронов, и других), сколько атомов содержится в 0,012 кг (12 г) изотопа 12С.

49

Зная массу одного атома углерода, можно легко определить это число атомов изотопа 12С, содержащихся в 0,012 кг:

NA = 0,012/(1,995×10-26) = 6,02×1023 1/моль.

Число NA, имеющее размерность 1/моль, называется числом (постоянной) Авогадро и показывает число структурных элементов в моле любого вещества. Число Авогадро и количество вещества связаны следующим соотношением:

ν = N / NA,

где N – число структурных элементов (частиц) данного вещества.

Масса одного моля вещества называется молярной (мольной) массой М, имеет размерность г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества:

M = Аr или М = Mr.

Между массой вещества (m, г), количеством вещества (ν, моль) и молекулярной массой (Мr, г/моль) существует соотношение:

ν = m / M

Пример 1. Сколько молекул H2S содержится в 6,8 г сероводорода? Чему равна масса одной молекулы H2S?

Решение. Учитывая, что М (H2S) = 34 г/моль, m = 6,8 г сероводорода:

ν(H2S) = m / М(H2S) = 6,8 / 34 = 0,2 моль

Т.к. 1 моль содержит NA частиц вещества, то число молекул N (H2S):

N (H2S) = ν ∙ NA = 0,2 × 6,02×1023 = 1,2×1023 Тогда масса mм (H2S) одной молекулы H2S:

mм (H2S) = M(H2S) / NA = 34 / 6,02×1023 = 5,65×10-23 г.

В соответствии с законом Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Т.е., при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем. Этот объем называется молярным (мольным) объемом и

при нормальных условиях н.у. 7 [Т0 = 273 К (0 оС), Р0 = 101,325 кПа (1 атм, 760 мм.рт.ст.)] он составляет:

VМ = 22,41383±0,0070 л/моль.

Взаимосвязь между основными параметрами вещества в газовой фазе определяется уравнением Менделеева-Клапейрона:

РV = ν RT = Mm RT

где R = 8,314 Дж×моль-1×К-1 – молярная газовая постоянная8.

Пример 2. Определить молярную массу газа, если: а) 1,5 л его при 30º С и давлении 110 кПа имеют массу 2,62 г; б) 624 мл его при 17º С и давлении 780 мм рт.ст. весят 1,56 г.

Решение. а) Выразим данные задачи в единицах СИ: R = 8,314 Дж/моль∙К, Р = 1,1∙104 Па, V = 1,5∙10-3 м3, Т = 303 К. Из уравнения Менделеева-Клапейрона находим молярную массу газа:

7 Следует различать нормальные (Т = 273 К, Р = 101325 Па) и стандартные (Т = 298 К, Р =101325 Па) условия.

8 R = 0,082 л×атм/моль×К; 62,360 л×мм×рт.ст./моль×К; 62,36 мм.рт.ст.×л/моль×К; 1,987 кал/моль×К.

50

б) Т.к. Р = 780 мм рт.ст., универсальная газовая постоянная будет принимать значение R = 62,36 л∙мм рт.ст./моль∙К, V = 0,624 л, Т = 290 К. Из уравнения Менделеева-Клапейрона находим молярную массу газа:

При постоянном количестве вещества (ν = const) соотношение между тремя параметрами Р, Т и V состояния газа также постоянно:

PV/T = const (уравнение Клапейрона)

Это позволяет привести объем газа (V) измеренный при данных условиях (P, T) к нормальным условиям (P0, T0):

P0V0/T0 = PV/T, отсюда V0 = (P/P0)×(T0/T)×V

Уравнения Менделеева-Клапейрона и Клапейрона, а также величина молярного объема широко используются в химической практике для определения массы и количества моль газообразных химических соединений.

Пример 3. Определите объем, который занимают 25 г метана CH4 при 0 ºС и 101,3 кПа. Сколько молекул метана содержится в данной массе?

Решение. Т.к. объем метана измерен при нормальных условиях, то молярная масса метана, равная 16 г/моль, соответствует молярному объему – 22,4 л/моль при н.у. Определим объем 25 г CH4:

16 г CH4 занимают объем 22,4 л

у = N (CH4) = 9,41∙1023 молекул.

Пример 4. Вычислить массу и определить количество молей сероводорода H2S, занимающего при 17 ºС и 98,64 кПа объем 1,8 л.

Решение. Объем H2S, приведенный к нормальным условиям составляет: V0(H2S) = (P/P0)×(T0/T)×V = (98,64/101,3)×(273/290)×1,8 = 1,65 л

1 моль H2S занимает объем 22,4 л х моль - 1,65 л х = ν = 1,65/22,4 = 0,0737 моль

Масса H2S составляет: m = M(H2S) × ν = 34,08×0,0737 = 2,51 г.

Пример 5. Какой объем займет при 20 ºС и 250 кПа аммиак массой 51 г? Решение. Определяем количество молей аммиака:

ν = m/M(NH3) = 51/17 = 3 моль. Объем аммиака при нормальных условиях составит:

V0 = V0(M)× ν = 22,4×3 = 67,2 л,

а при экспериментальных условиях в соответствии с уравнением Клапейрона: V = (Р0/P)×(T/T0)×V0 = (101,3/250)×(293/273)×67,2 = 29,2 л

51

Пример 6. Сколько молекул содержится в 1 мл водяного пара при 25 ºС и 3173 Па?

Решение. По уравнению Менделеева - Клапейрона определим количество молей водяного пара9:

ν= (pV)/(RT) = (3173×10-4)/(8,314×298) = 1,28×10-6 моль

ис помощью постоянной Авагадро - число молекул:

N = ν ×NA = 1,28×10-6×6,023×1023 = 7,71×1017 молекул.

Подобно воздуху, газы часто представляют собой смеси индивидуальных химических соединений. Для расчетов массы и числа молей индивидуального химического соединения по уравнениям Менделеева-Клапейрона и Клапейрона в этом случае используется величина не общего давления газовой смеси, а парциального давления газа конкретного химического соединения. Парциальное давление газа в газовой смеси р - это то давление, которое производил бы газ индивидуального соединения, занимая при тех же условиях объем всей газовой смеси. В соответствии с законом парциальных давлений Дальтона – общее давление смеси газов (Р), не вступающих в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений (р1, р2, р3…) ее составных частей:

Р = р1 + р2 + …рn.

Пример 7. Рассчитать парциальные давления газов в воздухе, если общее давление P = 101,3 кПа, а состав сухого воздуха в объемных процентах составляет: 78,09% N2, 20,95% О2, 0,932% Ar и 0,03% CO2.

Решение. Парциальное давление каждого газа пропорционально его объемному содержанию: p(N2) = 0,7809×101,3 = 79,1 кПа, р(О2) = 0,2095×101,3 = 21,2 кПа, р(Ar) = 9,32×10-3×101,3 = 0,94 кПа, р(СО2) = 3×10-4×101,3 = 0,304 кПа.

Важным в химической практике является случай, когда газ индивидуального химического соединения, собирают над запирающей его жидкостью, имеющей собственное давление пара, которым нельзя пренебречь. В этом случае получается газовая смесь, состоящая из газа химического соединения и паров запирающей жидкости, общее давление которой определяется суммой парциальных давлений газа и пара. В связи с этим при проведении расчетов массы и числа молей химического соединения необходимо использовать его парциальное давление (р), которое определяется разностью общего давления (Р) и парциального давления паров запирающей жидкости:

р = Р - рпара

Пример 8. Вычислить массу 70 мл кислорода, собранного над водой при 27 0С и 103,3 кПа, если давление пара воды при той же температуре составляет 1 кПа.

Решение. Определим парциальное давление кислорода в смеси с водяным паром:

р(О2) = Р – р(Н2О) = 102,3 – 1 = 102,3 кПа Приведем объем кислорода к нормальным условиям:

V0 = (P(O2)/P0)×(T0/T)×V = (102,3/101,3)×(273/300)×0,07 = 0,0643 л

9 При использовании системы СИ: R = 8,314 Дж/моль×К, V (м3).

52

и, используя молярный объем 22,4 л, рассчитаем массу кислорода: 32 г O2 занимают объем 22,4 л

m г O2 - 0,0643 л m = 32×0,0643/22,4 = 9,2×10-2 г.

Наряду с молярным объемом, в химической практике для характеристики химических соединений в газовой фазе используют величину относительной плотности газа (D). Как следует из закона Авогадро, в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а следовательно и молей газов. В результате этого отношение масс равных объемов двух газов равно отношению их молярных масс:

m1 / m2 = M1 / M2

где m1 и m2 – массы двух газов одинакового объема, а М1 и М2 – их молярные массы. Отношение m1/m2 = D и называется относительной плотностью первого газа по второму, используемому в качестве стандарта и указываемому в нижнем индексе величины Ds. Такими стандартами обычно являются доступные в химической практике индивидуальные газы с известными молярными массами – H2 (M = 2,016 г/моль), N2 (M = 28,0134 г/моль), или воздух, являющийся смесью газов со средней молекулярной массой МВ = 28,8 г/моль10. Используя величину относительной плотности газообразного химического соединения по отношению к стандарту, можно получить значение молярной массы соединения:

М = Ds×Ms

Пример 9. Относительная плотность галогеноводорода по воздуху составляет 2,81. Какой это галогеноводород? Какова его плотность по водороду? Решение. Молярная масса галогеноводорода HHal (Hal – галоген):

M(HHal) = DB×MB = 2,81×28,8 = 80,9 г/моль

Молярная масса галогена: M(Hal) = M(HHal) – M (H) = 80,9 – 1 = 79,9 г/моль, следовательно галоген – бром, а газ – бромоводород.

Относительная плотность HBr по водороду:

DH2 = M(HBr)/M(H2) = 80,9/2 = 40,45

Важнейшей количественной характеристикой химического соединения, определяющей его состав, является простейшая химическая формула соединения, которая показывает минимальное соотношение между атомами в химическом соединении и которую обычно устанавливают по результатам

«элементного анализа» соединения - массового процентного содержания (массовой доли) - ω химических элементов (или группы атомов) в соединении.

Пример 10. Рассчитать результаты элементного анализа сульфида натрия. Решение. Один моль сульфида натрия с массой m(Na2S) = M(Na2S) = 78 г содержит один моль атомов серы с массой m(S) = M(S) = 32 г и два моля атомов натрия с массой m(Na) = 2M(Na) = 46 г. Следовательно, процентное массовое содержание натрия (Na%) и серы (S%) составляет:

10 Воздух в основном состоит приблизительно из 4V азота (М –28 г/моль) и 1V кислорода (М = 32 г/моль): MВ = (4×28 + 1×32)/(4 + 1) = 28,8 г/моль.

53

ω Na% = (m(Na)/m(Na2S))×100 = 58,87%, ω S% = (m(S)/m(Na2S))×100 = 41,03%.

Пример 11. Определить массовую долю кристаллизационной воды в кристаллогидрате Na2CO3×10H2O.

Решение. Один моль кристаллогидрата с массой m = M(Na2CO3×10H2O) = 286 г содержит 10 молей кристаллизационной воды с массой m(H2O) = 10M(H2O) = 180 г. Следовательно, массовая доля кристаллизационной воды в кристаллогидрате составляет:

ω (H2O) = (m(H2O)/m) ×100= (180/286)×100 = 62,9 %.

Упражнения:

84. Определить массу одной молекулы: а) оксида серы (IV), б) сероводорода. Какой объем при н.у. занимают 9,03∙1023 молекул азота

N2? Какова их масса?

85.Одинаковое ли число молекул содержится: а) в 1 л H2 и 1 л Cl2, б) в 3 г N2 и 3 г NH3, в) в 5 молях О2 и в 5 молях О3?

86.При одинаковых условиях взяты 7,5 л хлора и 2,5 л водорода. Каково

численное соотношение молекул в данных объемах газов?

87.В каком объеме хлора (0 ºС, 101,3 кПа) содержится 1020 молекул? Чему равна масса этого объема хлора?

88.Сопоставьте число молекул, содержащихся в 1 г H2SO4 и 1 г HNO3?

89.Выразите в граммах массу электрона, составляющую 5,5×10-4 а.е.м.

90.Сколько молей водорода находится в баллоне объемом 25 л при 15 ºС и давлении 810, 4 кПа?

91.Масса 500 мл неизвестного газа при 87º С и давлении 96 кПа равна 0,93 г. Вычислить молярную массу газа.

92.Вычислить массу 1 мл водорода при 20º С и давлении 700 мм рт.ст.

93.В двух закрытых баллонах при 27 ºС находятся одинаковые массовые количества – в одном кислорода, а в другом азота. В каком баллоне давление больше и во сколько раз? До какой температуры следует нагреть содержимое одного из баллонов, чтобы уравнять давления газов?

94.Рассчитайте массу CO2, находящегося в закрытом баллоне при 37 ºС и давлении 202,6 кПа, если 160 г кислорода при 12 0С, находящиеся в этом же баллоне создают давление 121,6 кПа.

95.Вычислите массу 76 мл азота, собранного над водой при 29 0С и 104 кПа, если давление пара воды при той же температуре составляет 4 кПа.

96.Одинаковые объемы водорода собрали при 20 0С и общем давлении 101,3 кПа в одном случае над водой (давление паров воды при 20 0С составляет 2,3 кПа), а в другом – над ртутью. Каково соотношение между массовыми количествами водорода в этих двух случаях?

97.Плотность паров брома по воздуху 5,37. Каков состав молекулы брома?

98.Определить молекулярную формулу аллотропной модификации кислорода, если плотность этого простого вещества по оксиду углерода(II) равна 1,714.

54

99.Масса 2л некоторого газа при н.у. составляет 3,04 г, а масса 3 л азота равна 3,75 г. Вычислить молекулярную массу газа, исходя: а) из его плотности по азоту, б) из его молярного объема.

100.При прокаливании 2,42 г кристаллогидрата нитрата меди масса вещества уменьшилась на 1,62 г. Установить формулу кристаллогидрата.

101.Молекулярная масса сульфида некоторого р-элемента IV группы относится к молекулярной массе бромида того же элемента как 23 : 87. Определить молекулярную массу и название элемента, если элемент образует сульфид и оксид в одной и той же характерной степени окисления.

13.1. Определение простейших и молекулярных формул соединений.

Простейшая формула устанавливает количественное соотношение между атомами химических элементов, входящих в состав соединения, в соответствии с отношениями масс элементов. Для установления прос-

тейшей формулы достаточно данных элементного анализа о процентном массовом содержании элементов в соединении. Например, результаты элементного анализа ацетилена и бензола показывают, что оба соединения содержат 92,3% углерода и 7,7% водорода. С учетом относительных атомных масс углерода и водорода это указывает на подобную простейшую формулу для обоих соедине-

соотношение атомов водорода и углерода в этих соединениях 1:1. Молекулярная формула отражает действительный состав молекул химичес-

ких соединений. Для определения молекулярной формулы необходимы дополнительные данные о величине молекулярной массы соединения М. Соотношение между величиной М и расчетной величиной молекулярной массы M’ соединения с простейшей формулой позволяет определить целое число n = M/M’, показывающее соотношение между количеством атомов элементов в молекулярной и простейшей формуле. Так, несмотря на одинаковую простейшую формулу СН с M’= 13 г/моль, различие в молекулярных массах ацетилена (M = 26 г/моль) и бензола (М = 78 г/моль) показывает различие в их молекулярных формулах (СН)n: n = 2 для ацетилена С2Н2 и n = 6 для бензола С6Н6.

Наряду с классическими методами определения молекулярных масс для соединений в газовой фазе - по уравнению Менделеева-Клапейрона, установления мольного объема и относительной плотности Ds газа по отношению к различным стандартам, в настоящее время существует большое разнообразие прямых и косвенных физико-химических методов определения молекулярных масс химических соединений в различных агрегатных состояниях. В рамках атомномолекулярного учения определенную роль в установлении молекулярных масс простых веществ и атомных масс элементов сыграли: 1) метод, основанный на определении удельной теплоемкости простых веществ, и 2) метод Каницаро.

55

В основе метода определения атомной массы по значению удельной теплоемкости простых веществ лежит правило Дюлонга и Пти – произведение

удельной теплоемкости [C, Дж/моль×К] твердого простого вещества на молярную массу его атомов есть величина постоянная и равная приблизительно 26 Дж/моль×К: С×М @ 26. В результате этого на основании данных о величине удельной теплоемкости простого вещества можно получить приближенное значение молярной массы, численно равное атомной массе элемента, образующего данное простое вещество: А = М @ 26/C.

Таблица 10. Данные элементного анализа углеродсодержащих соединений.

Метод Каницаро основан на анализе массового содержания химического элемента в возможно большем числе соединений. Наименьшая масса элемента, приходящаяся на один моль соединения, и принимается за молярную массу данного элемента. Например, анализ содержания углерода в различных органических соединениях: показывает (табл. 1.10), что в 1 моле метилового спирта и метана на долю углерода приходится наименьшая масса 12 г. Поскольку в 1 моле углеродсодержащего соединения не может быть меньше 1 моля атомов углерода, то молярная масса углерода принимается равной 12 г/моль.

Пример 12. Определить простейшую формулу оксида хрома CrxOy, содержащего 68,4% Cr.

Решение. Атомные массы хрома и кислорода, входящих в состав оксида хрома с простейшей формулой СrxOy, равны 52 и 16. Поэтому массы хрома и кислорода в составе оксида относятся с одной стороны как 52x : 16y, а с другой – как массовые доли хрома и кислорода из условия задачи: 68,4 : 31,8:

52x : 16y = 68,4 : 31,8

x : y = (68,4/52) : (31,8/16) = 1,32 : 1,98

Для того чтобы выразить отношение x : y целыми числами, разделим оба члена отношения на меньший (1,32) и умножим на два:

x : y = (1,32/1,32) : (1,98/1,32) = 1 : 1,5 = 2 : 3 Таким образом, простейшая формула оксида хрома - Cr2O3.

Пример 13. Найти молекулярную формулу бинарного водородного соединения азота, содержащего 12,5% водорода, если его плотность по водороду равна 16.

56

Решение. Используя атомные массы водорода и азота и их массовое содержание, найдем отношение числа атомов азота (х) к числу атомов водорода (у) в молекуле:

х : у = (87,5/14) : (12,5/1) = 6,25 : 12,5 = 1 : 2.

Таким образом, простейшая формула соединения NH2 c условной молекулярной массой M’ = 16. Истинную молекулярную массу соединения найдем по его относительной плотности по водороду:

М = DH2×M(H2) = 16×2 = 32 Отношение истинной молекулярной массы к условной:

n = M/M’ = 32/16 = 2

определяет величину множительного коэффициента при переходе от простейшей к молекулярной формуле соединения:

(NH2)n = (NH2)2 = N2H4

Следовательно, молекулярная формула данного водородного соединения азота N2H4 и соединение является гидразином.

Пример 14. При сжигании 4,6 г органического соединения было получено 8,8 г CO2 и 5,4 г H2O. Определить молекулярную формулу соединения, если плотность его паров по воздуху 1,586.

Решение. Так как 1 моль углекислого газа (44 г) содержит один моль атомов углерода (12 г), то в 8,8 г CO2 содержится:

m(C) = (12/44)×8,8 = 2,4 г Аналогично определяем массу водорода в 5,4 г воды:

m(H) = (2/18)×5,4 = 0,6 г

Суммарная масса углерода и водорода в сгоревшем органическом соединении с массой 4,6 г составляет только 3 г, что указывает на присутствие в нем также атомов кислорода:

m(O) = 4,6 – 3 = 1,6 г

Таким образом, массовое соотношение атомов C, H и O, входящих в состав соединения c простейшей формулой СхНуОz, составляет:

m(С) : m(H) : m(O) = 2,4 : 0,6 : 1,6 и с учетом относительных атомных масс:

х : у : z = 2 : 6 : 1

Следовательно, простейшая формула соединения - С2Н6О с условной молекулярной массой M’ = 46.

Истинную молекулярную массу соединения найдем по его относительной плотности по воздуху:

М = DB×MB = 1,586×29 = 46

Равенство истинной и условной молекулярных масс показывает, что молекулярная формула соединения совпадает с его простейшей формулой С2Н6О.

Упражнения:

102. Определить процентное (по массе) содержание каждого элемента в соединениях: а) азотной кислоте, б) гидроксиде железа (III), в) сульфате

меди (II).

57