Общая и неорганическая химия. Неорганическая химия. Учебное пособие

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации Сибирский государственный университет науки и технологий имени академика М. Ф. Решетнева

А. В. Тарасова П. В. Фабинский

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Утверждено редакционно-издательским советом университета в качестве учебного пособия для студентов бакалавриата, обучающихся по направлениям подготовки

18.03.01«Химическая технология»,

18.03.02«Энерго- и ресурсосберегающие процессы

вхимической технологии, нефтехимии и биотехнологии» заочной формы обучения

Красноярск 2023

1

УДК 546.22/.24(075.8) ББК 24.128я73

Т606

Рецензенты:

кандидат химических наук, доцент Г.В.НОВИКОВА (Сибирский федеральный университет); кандидат химических наук, доцент С.И.ЛЕВЧЕНКО

(Сибирский государственный университет науки и технологий имени академика М. Ф. Решетнева)

Тарасова, А. В.

Т606 Общая и неорганическая химия. Неорганическая химия : учеб. пособие / А. В. Тарасова, П. В. Фабинский ; СибГУ им. М. Ф. Решетнева. – Красноярск, 2023. – 126 с.

Представлен теоретический материал по общей и неорганической химии, приведены примеры для решения задач, контрольные задания по вариантам.

Предназначено для студентов бакалавриата обучающихся по направлениям подготовки 18.03.01 «Химическая технология», 18.03.02 «Энерго- и ресурсосберегающие процессы в химической технологии, нефтехимии и биотехнологии» заочной формы обучения.

УДК 546.22/.24(075.8) ББК 24.128я73

© СибГУ им. М. Ф. Решетнева, 2023 © Тарасова А. В., Фабинский П. В., 2023

2

3

Необходимо уметь:

–находить атомы в ПС по электронному строению валентных орби-

талей;

–определять класс неорганического вещества;

–производить стехиометрические расчеты;

–использовать новейшие знания о химии растворов для описания происходящих процессов;

–обобщать основные физические и химические свойства группы атомов и закономерности их изменения в зависимости от принадлежности

копределенному семейству;

–определять химические свойства элементов и их соединений, исходя из электронного строения атома.

Для студентов-заочников основной вид учебных занятий – самостоятельная работа над дисциплиной, так как контактная работа с преподавателем ограничена очень малым объемом часов. Самостоятельная работа включает: изучение теоретического материала по учебникам, учебным пособиям, интернет-источникам и т. д.; выполнение контрольных работ, защиту лабораторного практикума; подготовку к экзамену (зачету).

В процессе изучения курсов «Общая и неорганическая химия» и «Неорганическая химия» студенты должны выполнить две контрольные работы (по одной для каждого курса). Одна работа включает в себя 10 задач. Перед выполнением работы необходимо основательно изучить определенные разделы курса, не ограничиваясь кратким содержанием данного пособия, разобрать примеры решения типовых задач, если они приведены перед разделом программы.

Контрольная работа должна быть аккуратно выполнена в отдельной тетради, текст четкий и разборчивый, оформление титульного листа по образцу (см. прил. 1). Необходимо предоставить работу до начала экзамена, чтобы преподаватель успел проверить и зачесть ее или вернуть на доработку, так как зачтенная работа – допуск к экзамену. Отсутствие контрольной работы, невыполнение лабораторного практикума являются поводом для отстранения студента от экзамена.

Номер варианта контрольной работы должен соответствовать последним двум цифрам номера зачетной книжки (студенческого билета) каждого студента. Например, если номер билета 2212378, то выполняется вариант 78. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не зачитывается.

Ответственный подход студентов к изучению материала курса неорганической химии обеспечит им достаточно высокую подготовку, необходимую для успешного освоения последующих специальных дисциплин.

5

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КУРСА «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

1.1. Классы неорганических соединений

Химические элементы. Простые вещества

В настоящее время в химической литературе чаще всего используют длиннопериодный вариант Периодической системы Д. И. Менделеева с разделением групп элементов на подгруппы: А (главные) и Б (побочные).

Все химические элементы условно разделяются на металлы, неметаллы и полуметаллы. Термин «металлоид» употреблять не рекомендуется.

Традиционная номенклатура кислот

К русскому названию (или его корню) кислотообразующего элемента добавляется соответствующий суффикс, характеризующий его степень окисления, окончание -ая и слово кислота. Для кислот с максимальной степенью окисления элемента используются суффиксы -н(ая), -ев(ая), -ов(ая). По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются:

-новат(ая), -ист(ая), -новатист(ая). Например:

Если кислотообразующий элемент в одной и той же степени окисления имеет несколько кислот, различающихся по «содержанию воды», то в их названиях используются префиксы орто- для форм с большим и метадля форм с меньшим «содержанием воды», например:

Н3BO3 – ортоборная кислота; НВО2 – метаборная кислота; H3РО4 – ортофосфорная кислота; НРО3 – метафосфорная кислота. Названия бескислородных кислот образуются от названий элементов

(или полиатомных группировок), образующих эти кислоты. Например: НСl – хлороводородная кислота;

H2Se – селеноводородная кислота.

Традиционная номенклатура солей

Название соли кислородсодержащей кислоты производится от корня латинского названия кислотообразующего элемента с окончанием -ат для высшей степени окисления его и -ит – для низшей или более низкой. Далее указывается катион металла в родительном падеже, например:

6

Если кислотообразующий элемент проявляет более двух степеней окисления и в низшей степени окисления название кислоты оканчивается на -новатистая, то название соли содержит префикс гипо- и окончание -ит. Например:

Na2N2O2 – гипонитрит натрия.

Префикс пер- применяется в названиях солей кислот элементов VII группы Периодической системы с высшей степенью окисления. Так, соли кислородсодержащих кислот хлора имеют названия:

КСlO – гипохлорит калия; КСlO2 – хлорит калия; КСlO3 – хлорат калия; КСlO4 – перхлорат калия.

Для солей орто- и метаформ кислот эти префиксы входят в названия солей. Например:

Na3PO4 – ортофосфат (фосфат) натрия; NaPO3 – метафосфат натрия;

K5IO6 – ортопериодат калия;

KIO4 – метапериодат калия.

Названия кислых солей содержат префикс гидро-, указывающий в составе аниона соли атомы водорода, способные к замещению металлами. Если таких атомов несколько, то их количество в анионе соли указывается греческим числительным:

NaHSO4 – гидросульфат натрия; NaHSO3 – гидросульфит натрия; К2НРО4 – гидрофосфат калия; Сa(H2РО4)2 – дигидрофосфат кальция; К2H3IO6 – тригидроортопериодат калия.

Названия основных солей содержат префикс гидроксо-, указывающий на наличие в составе катиона соли гидроксид-ионов ОН , количество которых передается греческим числительным:

МgОНNО3 – нитрат гидроксомагния; АlOHSO4 – сульфат гидроксоалюминия; [Аl(ОН)2]2SO4 – сульфат дигидроксоалюминия.

В названиях солей надкислот сохраняется характерный для них пре-

фикс пероксо-:

К2SО5 – пероксомоносульфат калия; Na2S2O8 – пероксодисульфат натрия.

Если металл может проявлять различную степень окисления, то она указывается в названии соли римскими цифрами:

FeSO4 – сульфат железа (II); Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III);

ТlNO3 – нитрат таллия (I); Тl(NO3)3 – нитрат таллия (III);

(СuОН)2СO3 – карбонат гидроксомеди (II).

7

Соли бескислородных кислот называют по правилам номенклатуры бинарных или псевдобинарных соединений:

NaCl – хлорид натрия;

FeBr2 – бромид железа (II), дибромид железа; ZnS – сульфид цинка;

Са(HS)2 – гидросульфид кальция.

Правила традиционной номенклатуры кислот и солей не всегда позволяют однозначно связать состав соединения с его названием. В таких случаях химическим соединениям следует давать систематические названия.

Систематическая номенклатура кислот и солей

Подобно тому как в комплексных соединениях (см. п. 2.2 «Комплексные соединения») выделяют центральный атом (ион), в анионах кислородсодержащих кислот можно выделить характеристический атом – атом кислотообразующего элемента, а атомы кислорода или замещающие их атомы и атомные группировки считать лигандами. Тогда любую кислоту или соль можно назвать по правилам номенклатуры комплексных соединении. При этом кислоты рассматривают как соли водорода, а стехиометрические соотношения указывают греческими числительными.

В формулах кислот и солей выделять анионы квадратными скобками не обязательно. Например:

Н2SO3 – триоксосульфат диводорода; H2S2O7 – гептаоксодисульфат диводорода; Н3ReO5 – пентаоксоренат триводорода.

Аналогично строятся названия средних солей, например: Na2SO3 – триоксосульфат динатрия,

Fe3(PO4)2 – бис(тетраоксофосфат) трижелеза.

По таким же правилам даются названия двойным солям: МgNH4PO4 – тетраоксофосфат аммония-магния; КАl(SO4)2 – бис(тетраоксосульфат) алюминия-калия; Сa5(PO4)3F – фторид-трис(тетраоксофосфат) пентакальция.

Названия кислых солей строят по принципам наименований двойных солей водорода и металла, либо атомы водорода включают в состав аниона соли и перед названием последнего добавляют слово водород с соответствующим числовым префиксом, например:

NaHCO3 – триоксокарбонат водорода-натрия, водородтриоксокарбонат натрия;

Са(H2AsO4)2 или СаH4(AsO4)2 – бис(диводородтетраоксоарсенат) кальция, бис(тетраоксоарсенат) тетраводорода-кальция.

Основные гидроксо- и оксосоли рассматривают как смешанные, содержащие в своем составе анионы ОН и О2 . Например:

(ZnOH)2SO4 или Zn2SO4(OH)2 – дигидроксид-тетраоксосульфат дицинка;

(BiO)2SO4 или Вi2(SO4)O2 – диоксид-тетраоксосульфат дивисмута.

8

1.2. Эквивалент. Закон эквивалентов

Вещества реагируют друг с другом в количествах равных или пропорциональных их эквивалентам. Этот закон эквивалентов был сформулирован В. Рихтером в 1793 году.

В химии количество вещества измеряется молями. Моль – это количество вещества, содержащее столько формульных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов), сколько их содержится в 12 г изотопа углерода 12. Следовательно, любое вещество состоит из формульных единиц (ФЕ), таких как атомы, молекулы, ионы, условные молекулы кристаллических веществ (О, N2, Ca2+, Cl , NaCl, CuSO4 и т. п.).

Кроме ФЕ, в химии используют понятие «эквивалент». Эквивалентом называют условную частицу вещества, которая в ходе реакции теряет или присоединяет один атом или ион водорода. Эквивалентом вещества может быть либо целая ФЕ, либо ее часть – частица в z раз меньшая, чем соответствующая ей ФЕ. Например, в реакциях:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

в первом случае эквивалентом серной кислоты является молекула H2SO4, а во втором – половина ее молекулы (½ H2SO4), реально не существующая – условная частица.

Параметр z – эквивалентное число, показывающее количество эквивалентов, содержащееся в одной ФЕ вещества (т. е. z 1). Эквивалентное число химического элемента определяется его валентностью в соединении. Например, в сульфате железа (II) z(Fe) = 2, а в хлориде железа (III) z(Fe) = 3.

Эквивалентное число простого вещества равно произведению числа атомов на их валентность в реальной или условной молекуле, например: z(H2) = 2; z(O2) = 4; z(Na) = 1; z(Ca) = 2.

Эквивалентным числом кислоты обычно является ее основность, на-

пример: z(H2SO4) = 2; z(HCl) = 1; z(H3PO4) = 3.

Эквивалентное число основания обычно определяется его кислотно-

стью, например: z(Ca(OH)2) = 2; z(KOH) = 1; z(Al(OH)3) = 3.

Эквивалентное число соли равно произведению числа атомов металла на их валентность, например:

z(KCl) = 1; z(CaSO4, Na2SO4) = 2; z(Fe2(SO4)3) = 6.

Масса 1 моль эквивалентов (6,02 1023 единиц) вещества, называемая эквивалентной массой Мэк, в z раз меньше, чем молярная масса М этого вещества:

Mэк Mz г/моль-эк.

Эквивалентный объем газообразного вещества (Vэк) в z раз меньше молярного объема газа:

9

Vэк Vzm л/моль-эк.

Например, при нормальных условиях

Vэк Н2 22,2 4 11,2 л/моль-эк.,

Vэк О2 22,4 4 5,6 л/моль-эк.

Эквивалентное количество вещества nэк может быть определено из следующих соотношений:

где m – масса вещества, г; V – объем газообразного вещества при нормальных условиях (н. у.), л.

Формульное количество вещества n и эквивалентное количество вещества nэк связаны соотношением

n nzэк моль, nэк n z моль-эк.

Стехиометрические расчеты могут быть проведены двумя способами – по уравнению реакции с использованием ФЕ или по закону эквивалентов.

Закон эквивалентов можно сформулировать и так: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы.

Поэтому, если эквивалентное количество одного из веществ (реагента или продукта) известно, то определены и эквивалентные количества всех остальных веществ, участвующих в данной реакции и необходимость их расчета отпадает. В этом состоит преимущество проведения стехиометрических расчетов по закону эквивалентов. Следствием закона эквивалентов является то, что эквивалентная масса сложного вещества равна сумме эквивалентных масс составляющих его частей, например:

Мэк(ZnSO4) = Мэк(Zn2+) + Мэк(SO42–); Мэк(Al2O3) = Мэк(Al3+) + Мэк(O2–); Мэк(Na3PO4) = Мэк(Na+) + Мэк(PO43–).

Примеры решения типовых задач

Пример 1. На восстановление 14,18 г оксида двухвалентного металла требуется 4,48 л водорода (н. у.). Вычислите эквивалентную и молярную массу металла.

10