Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ
.pdf
30 |
ЧАСТЬ I ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ |
CuSO4 — сульфат меди (II);
FeCl3 — хлорид железа (III).
В названиях кислых солей при необходимости указывают числовой
префикс:
NaHCO3 — гидрокарбонат натрия; Ca(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция.
Для основных солей применяют следующее правило: вначале указывают слово «гидроксо», затем — название кислотного остатка соответствующей кислоты и в конце — название металла: MgOHCl — гидроксохлорид магния. Кислые соли образуются только двух- и более основными кислотами, а основные — двух- и более кислотными основаниями.
При изображении графических формул солей в формуле соответствующей кислоты атом водорода заменяют атомом металла.
Ниже приведены примеры записи графических формул кислот и соответствующих им солей.
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Таблица 1.1 |
||
|
|
Структуры некоторых солей |
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Кислота |
Графическая |
Кислая соль |
Средняя соль |
||||||||
формула |
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
H |
|
NaHS |
|
|
Na2S |
|||||
H2S |
Na |
|
|
Na |
|||||||
|
S |
|
|
||||||||
|
|
|
|
S |
|
|
|
S |
|||
|
H |
H |
|
|
Na |
||||||
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
H–O–S–O–H |
KHSO4 |
|
|
K2SO4 |
||||||
H2SO4 |
K–O–S–O–H |
K–O–S–O–K |
|||||||||
|
|
||||||||||
O O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
O |
|
|
O |
|
O O |
|||||
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
O–H |
KH2PO4 |
|
|
K3PO4 |
||||||
|
|
O–K |
|
|
O–K |
||||||
H3PO4 |
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
H–O–P–O–H |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
H–O–P–O–H |
K–O–P–O–K |
||||||||||
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
O |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
O |
|
|
O |
||||||
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
K2HPO4 |
|
|
AlPO4 |
|||||
|
|
|
|
O–K |
|
|
|
O |
|||
|
|
|
|
|
O |
|
P–O–Al |
||||
|
|
|
H–O–P–O–K |
||||||||
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
O |
|
|
|
|
|
O |
|
|
|
||||
ГЛАВА I |
Важнейшие понятия в химии |
31 |
Получение. Можно выделить обширную группу реакций, с помощью которых получают соли, но при их выборе следует прежде всего учитывать рациональность способа. Приводимые ниже примеры не всегда отвечают данному требованию, но наряду с теоретическим значением указывают на возможность получения солей. Достигается это взаимодействием:
1) металлов с неметаллами:
Mg + С12 = MgCl2; 2) металлов с кислотами:
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2↑; 3) металлов с солями:
Сu + HgCl2 = СuС12 + Hg; 4) основных оксидов с кислотами:
СаО + 2НС1 = СаС12 + Н2О; 5) кислотных оксидов с основаниями:
Са(ОН)2 + СО2 = CaCO3↓ + Н2О; 6) кислот с основаниями:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О;
7) кислотных оксидов с основными оксидами:
СаО + СО2 = СаСО3;
8) солей с солями:
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3; 9) солей с основаниями:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4; 10) солей с кислотами:
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl↑;
Na2CO3 + 2HC1 = 2NaCl + H2O + CO2↑.
Кислые соли в основном получают такими же способами, как и средние, но при их получении важны молярные соотношения
32 |
ЧАСТЬ I ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ |
исходных веществ. Например, при молярном соотношении NaOH и H2SO4 2 : 1 образуется средняя соль:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O, а при соотношении 1 : 1 — кислая:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О.
При молярном соотношении NaOH и СО2 2 : 1 образуется средняя соль:
2NaOH + СО2 = Na2CO3 + Н2О, а при соотношении 1 : 1 образуется кислая соль:
NaOH + СО2 = NaHCO3.
Избыток кислоты, взаимодействуя со средней солью, переводит ее в кислую:
Са3(РО4)2 + Н3РО4 = 3СаНРО4
или
Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = 3Са(Н2РО4)2.
Физические свойства. Соли представляют собой твердые кристаллические вещества, часто характеризующиеся высокими температурами плавления. По растворимости в воде соли делят на легкорастворимые (NaCI, KC1, СаС12), труднорастворимые (РbСl2, CaSO4,
Ag2SO4) и практически нерастворимые (BaSO4, PbSO3, CaCO3). Химические свойства. Соли взаимодействуют с металлами, кислота-
ми, основаниями и между собой. Эти реакции были приведены в способах получения солей (см. реакции 3, 8, 9 и 10).
Некоторые соли кислородных кислот подвергаются разложению при прокаливании. Это свойство используется для получения оксидов.
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
?1. Назовите соли: NaHSO3, Na2SO4, CuS, Ca(HCO3)2. Укажите способы их получения.
2.С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию серная кис-
лота: Na2CO3, K2SO4, Cu(OH)2, ВаС12, NaCl? Составьте уравнения этих реакций в молекулярной и ионной формах.
3.Каковы масса и состав соли, образующейся при взаимодействии 20 г NaOH и 30 г H2SO4?
ГЛАВА I |
Важнейшие понятия в химии |
33 |
?ковы состав соли и ее масса? 2 2
5.К 200 г 12,25%-ного раствора серной кислоты прилили 140 г раствора гидроксида калия с массовой долей 14,28%. Определите массовую долю (%) соли в растворе и pH среды.
Ответ: 12,8%.
6.Рассчитайте массовую долю соли в растворе, полученном при растворении 1,00 г оксида алюминия в 26 г раствора соляной кислоты с массовой долей 10%.
Ответ: 9,7%.
7.Какова массовая доля (%) соли в растворе, полученном растворением 1,92 г магния в 23,36 г раствора соляной кислоты с массовой долей 25%?
Ответ: 31,23%.
8.Сероводород объемом 2,8 л (н.у.) пропустили через 250 г раствора нитрата меди (II) с массовой долей (%) 12%. Определите массовую долю азотной кислоты в полученном растворе.
Ответ: 6,5%.
9.При прокаливании карбоната кальция массой 150 г выделилось 16,8 л газа. К твердому остатку прибавили 600 г раствора соляной кислоты с массовой долей 20%. Определите массовую долю хлорида кальция в растворе.
Ответ: 24,34%.
10.Смесь порошков цинка и оксида цинка массой 5,84 г обработали раствором соляной кислоты массой 150 г, при этом выделился газ объемом 0,896 л. Определите массовую долю (%) хлорида цинка в полученном растворе.
Ответ: 6,985%.
§6. Химические уравнения.4. Через раствор, содержащий 14,8 г Са(ОН) , пропустили 22,4 л СО . Ка-
Закон сохранения массы веществ. Расчеты по химическим уравнениям
Вещества могут претерпевать различные превращения. Например, вода при кипении переходит в газообразное состояние (пар), а при охлаждении — в кристаллическое (лед). Итак, нагревание и охлаждение воды изменяют только ее агрегатное состояние, но не нарушают химической связи водорода с кислородом. Разлагая воду, получают два газообразных вещества — водород и кислород, которые отличаются от воды физическими и химическими свойствами. Таким образом, вследствие одного явления качественный и количественный составы
34 |
ЧАСТЬ I ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ |
веществ не изменяются, а вследствие другого — меняется то и другое. В связи с этим различают явления физические и химические.
Явления, при которых изменяются агрегатное состояние вещества и его форма, но не изменяются качественный и количественный составы, а следовательно, и химические свойства, называются физическими.
Явления, при которых вещества претерпевают изменения качественного и количественного состава, в результате чего образуются новые, отличающиеся от исходных, вещества, называются химическими.
С помощью химических формул можно записать химическую реакцию. Для этого используют химические уравнения. Химические реакции — это процессы превращения одних веществ в другие. Каждая формула, входящая в уравнение, должна строго соответствовать составу вещества, участвующего в реакции.
Количества веществ, которые соответствуют уравнению реакции, называют стехиометрическими количествами. Стехиометрические расчеты основаны на двух важнейших принципах: 1) состав любого вещества выражают определенной формулой; 2) взаимодействие между веществами протекает в строгом соответствии с законом сохранения массы.
При любом химическом процессе масса веществ, вступивших в реакцию, равна суммарной массе веществ, полученных после реакции.
Однако, как показал А. Эйнштейн, этот закон имеет свои ограничения. В химических реакциях не происходит измеримых изменений массы, поскольку атомы не исчезают и вновь не создаются, а только из одного сочетания перегруппировываются в другое. Из курса физики известна взаимосвязь между массой и энергией. Масса вещества, превращающегося в эквивалентное количество излучения и наоборот, может быть вычислена из уравнения Эйнштейна: Е = тс2, где Е — энергия; т — масса; с — скорость света в вакууме.
Известно, что химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии, следовательно, должна изменяться и масса реагирующих веществ. Например, при термической диссоциации
ГЛАВА I |
Важнейшие понятия в химии |
35 |
молекулы водорода поглощается около 436 кДж, что соответствует изменению массы на 2,5 · 10–9 г. Данное значение находится ниже предела чувствительности аналитических весов, поэтому считают, что закон сохранения массы выполняется строго.
Таким образом, взаимосвязь между массой и энергией является отражением важнейшего закона природы — сохранения материи.
Как и другие законы природы, закон сохранения массы имеет большое практическое значение, так как, используя его, можно устанавливать количественные соотношения между веществами, претерпевающими химические превращения.
Справедливость закона объясняется наличием одинакового числа одноименных атомов до и после реакции (материя не может исчезнуть). При записи химического уравнения это условие соблюдается путем подбора соответствующих коэффициентов.
Например, при взаимодействии сульфата натрия с хлоридом бария происходит обменная реакция, при которой образуются хлорид натрия и сульфат бария:
Na2SO4 + ВаС12 → NaCl + BaSO4↓.
Хотя формулы исходных и конечных продуктов реакции написаны правильно, данное изображение хода химической реакции еще не является уравнением реакции, ибо пока не соблюден закон сохранения массы. Чтобы выполнялся этот закон, необходимо путем подсчета числа атомов подобрать соответствующие коэффициенты. В рассматриваемом примере полное уравнение реакции приобретает вид:
Na2SO4 + ВаСl2 = 2NaCl + BaSO4↓.
При написании уравнений химических реакций часто указывают физическое состояние каждого компонента, помещая справа от формулы в скобках символы: г — газообразное, ж — жидкое, т — твердое, водн. — растворенное состояние. Например:
2Na(т) + 2H2O(ж) = 2NaOH(водн.) + Н2(г).
Однако химическая реакция редко протекает согласно с теми количественными соотношениями, которые показаны в уравнении. Тогда надо производить соответствующие расчеты.
Пример 1
Какая масса оксида магния образуется при сгорании: а) 0,5 моль магния; б) 4 г магния?
36 |
|
|
ЧАСТЬ I ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ |
а) Дано: |
|
Запишем химическое уравнение и рас- |
|
|
|||
|
m(Mg) = 0,5 моль |
|
ставим коэффициенты: |
|
|
|
2Mg + O2 = 2MgO |
|
|
|
|
|
m(MgO) = ? |
|
2 моль 2 моль |
|
|
|
По уравнению предполагается, что в |
реакцию вступает 2 моль магния и при этом образуется 2 моль оксида магния:
2 моль Mg – 2 моль MgO, т.е. молярное соотношение 1 : 1.
По условию задачи сгорает 0,5 моль магния. Следовательно, образуется 0,5 моль оксида магния. Вычислим массу:
m = Mn, M(MgO) = 40 г/моль; |
|
|
|
|
|||
б) Дано: |
|
m(MgO) = 40 . 0,5 = 20 г |
|
||||
|
|
||||||
|
m(Mg) = 4 г |
|
2Mg + O2 = 2MgO |
|
|
|
|
|
|
|
2 моль 2 моль |
|
|
|
|
|
m(MgO) = ? |
|
Молярное соотношение 1 : 1 |
|
|||
|
|
|
m = Mn, M(Mg) = 24 . 1 = 24 г; |
||||
M(Mg) = 24 г/моль; |
|
|
|
|
|||
m(MgO) = 40 . 1 |
= 40 г; M(MgO) = 40 г/моль; |
|
|
|
|||
Массовые соотношения: 24 : 40 = 3 : 5. |
|
|
|
|
|||
Составляем пропорцию: |
|
5 |
4 |
|
|||
|
из 3 г Mg образуется 5 г MgO |
x = |
г. |
||||
|
|
3 ≈ 6, 6 |
|||||
|
из 4 г Mg образуется x г MgO |
|
|
||||
Имея данные элементарного анализа, можно определить формулу конкретного соединения.
Пример 2
При сжигании 1,3 г неизвестного углеводорода получено 4,4 г СО2 и 0,9 г Н2О. Молярная масса этого вещества равна 78 г/моль. Определите формулу соединения.
Дано:
m(CO2) = 4,4 г m(H2O) = 0,9 г
m(CxOy) = 78 г/моль
x, y = ?
Запишем схему реакции:
CxHy + O2 → CO2 + H2O.
Так как получено 4,4 г CO2, можно определить массу углерода во взятом образце, зная, что M(CO2) = 44 г/моль, M(H2O) = 18 г/моль.
ГЛАВА I |
Важнейшие понятия в химии |
37 |
||||
из 12 г С образуется 44 г CO2 |
|
|
|
x = 1,2 г. |
||
|
|
|||||
из x г С образуется 4,4 г CO2 |
|
|
|
|
||
|
|
|
||||
Вычислим массу водорода: |
|
|||||
из 2 г H2 образуется 18 г H2O |
|
|
x = 0,1 г. |
|||
из x г H2 образуется 0,9 г H2O |
|
|
|
|||
|
|
|||||
Так как сумма масс водорода и углерода равна 1,3 г (1,2 + 0,1), т.е. исходной массе навески, то вещество состоит из углерода и водорода. Массы углерода и водорода во взятой навеске относятся как 1,2 : 0,1. Атомные же массы углерода и водорода относятся друг к другу как 12 : 1. Из соотношения 1,2/12 : 0,1/1 устанавливаем, что атомное соотношение равно 1:1, поэтому простейшая формула имеет вид СН.
Так как молярная масса анализируемого вещества M(СН)Х= = 78 г/моль, то х = 78 : 13; х = 6, истинная формула вещества
(СН)6 или C6H6.
Расчеты по уравнениям могут осуществляться с учетом объема газов.
Пример 3
Сколько литров оксида углерода (IV) выделится при действии хлороводородной кислоты на 25 г карбоната кальция?
|
Дано: |
|
Запишем уравнение реакции: |
|
|
||
|
|
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑. |
|
|
m(CaCO3) = 25 г |
|
|
|
|
1 моль 1 моль |
|
|
|
|
|
|
|
|
Молярные соотношения CaCO3 и CO2 от- |
|
m(CO2) = ? |
|
|
|
|
носятся как 1 : 1. |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
По условию задачи масса CaCO3 равна |
25 г. Так как n = m/M, то n(CaCO3) = 25/100 = 0,25 моль. |
|||
Так как m(CaCO3) = 100 г/моль, то n(CO2) = 0,25 моль. Определим объем по формуле
V = Vnn; Vn = 22,4 л/моль; V(CO2) = 22,4 . 0,25 = 5,6 л.
Пример 4
Какой объем кислорода необходим для сгорания 3,36 л этилена?
Дано: |
Поскольку молярный объем любых газов |
V(C2H4) = 3,36 л |
постоянен при нормальных условиях и равен |
|
22,4 л/моль, расчеты с газообразными веще- |
V(O2) = ? |
ствами значительно упрощаются. Соотноше- |
|
38 |
ЧАСТЬ I ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ |
ния между объемами газов становятся равными молярным соотношениям.
Запишем уравнение реакции:
C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2H2O.
Молярные соотношения между этиленом и кислородом составляют 1 : 3. Следовательно, справедлива пропорция 1 : 3 = 3,36 : V(O2). Откуда:
V(O2) = 3,36 . 3 = 10,08 л.
Пример 5
Смесь азота с кислородом объемом 15 л смешали с водородом и взорвали. После приведения оставшихся газов к нормальным условиям объем уменьшился на 9 л. Определите объемную долю (%) компонентов исходной смеси. (При решении задачи учесть, что весь кислород вступил в реакцию и избытка водорода также не осталось.)
Дано: |
|
Объем прореагировавших |
газов |
V(N2 и O2) = 15 л |
|
равен 9 л. По условию задачи в ре- |
|
∆V = 9 л |
|
акцию вступают кислород и водород |
|
|
|
по уравнению: |
|
|
|
||
Объемная доля (%) N2 = ? |
|
2Н2 + О2 = 2Н2О. |
|
Объемная доля (%) O2= ? |
|
Молярные соотношения |
газов |
|
|||
равны 2 : 1, следовательно, и объемные также 2 : 1. Всего объемных частей 3.
Так как объем прореагировавшей смеси равен 9 л, то, разделив это число на 3, получим объем кислорода: 9 : 3 = 3 л О2.
Определяем объемную долю (%) кислорода в смеси:
15 л смеси составляет 100% |
х = 20% О2. |
3 л смеси составляет х% |
Объемная доля азота (%) равна разности 100 – 20 = 80% N2.
Пример 6
После взрыва 20 мл смеси водорода с кислородом осталось 3,2 мл кислорода. Определите объем каждого из газов в исходной смеси.
ГЛАВА I |
Важнейшие понятия в химии |
39 |
|||
Дано: |
|
|
Поскольку после взрыва осталось |
||
|
|
||||
V(H2 и O2) = 20 мл |
|
3,2 мл непрореагировавшего кисло- |
|||
∆V = 3,2 л |
|
рода, суммарный объем прореагиро- |
|||
|
|
|
|
вавших кислорода и водорода равен |
|
|
|
|
|
||
V (O2) = ? |
|
20 – 3,2 = 16,8 мл. |
|
||
V (Н2) = ? |
|
Напишем уравнение реакции: |
|
||
|
|
|
|||
2Н2 + О2 = 2Н2О.
Из уравнения реакции следует, что водород с кислородом реагируют в объемном соотношении 2 : 1, т.е. сумма объемов реагирующих газов равна 3.
Так как объем прореагировавшей смеси равен 16,8 мл, то, следовательно, разделив его на 3, получим объем кислорода в прореагировавшей смеси: 16,8 : 3 = 5,6 мл О2. Объем водорода равен 5,6 × 2 = 11,2 мл.
По условию задачи известно, что после взрыва объем непрореагировавшего кислорода равен 3,2 л. Тогда общий объем кислорода до реакции равен 5,6 + 3,2 = 8,8 мл О2.
Таким образом, объем водорода в смеси равен 11,2 мл; кислорода — 8,8 мл.
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
1.В природе все подчиняется закону сохранения массы. Как химическая
?реакция подчиняется этому закону?
2.Объясните принцип подбора и расстановки стехиометрических коэффициентов в уравнениях реакций.
3.Запишите и дайте полную качественную и количественную характеристику уравнению реакции CO2 + 2NaOH = Na2CО3 + H2О.
4.Какая масса гидроксида натрия должна прореагировать с хлороводородом, чтобы получить хлорид натрия массой 234 г?
5.При сгорании углеводорода массой 1,2 г получили 3,3 г СО2 и 2,7 г Н2О. Определите эмпирическую формулу углеводорода.
Ответ: СН4.
6.Имеется углеводород состава С6Н12 массой 50 г. Какие массы углерода и водорода содержатся в этом образце?
Ответ: 42,85 г С.
7.Жидкость содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода. Каковы относительные количества атомов водорода и кислорода в этой жидкости?
Ответ: 2 : 1.