Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая и аналитическая химия. Практикум
.pdf
11. Вычислите количество вещества меди в 0,32 г сульфата меди (II); в 0,64 г нитрата меди (II).
12. Сравните число атомов кислорода, содержащегося
в оксиде углерода (IV) и оксиде серы (VI), взятых при н. у.
массой по 10 кг.
Практическое занятие № 2.
КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Классификация веществ облегчает их изучение. Минеральные вещества, применяемые в сельском хозяйстве,
могут быть представлены минеральными удобрениями,
минеральными подкормками для животных, химическими
средствами защиты растений.
Вещества делят на простые (они состоят из атомов одного элемента, причем этих атомов может быть разное количество: Сu, O2, O3, S8) и сложные (состоят из атомов двух:
CuO, HCl, трех и более элементов: NaOH, HClO, Na2SO4,
K3[Fe (CN) 6]).
Принятый способ классификации – выделение веществ
с одинаковой функцией реакционноспособных атомов или
групп атомов (функциональных групп): оксиды, основания
(гидроксиды), кислоты, соли.
Взаимосвязь между классами показана на схеме I.
Оксиды – это продукты соединения элемента с кислородом, в которых кислород имеет степень окисления –2. Например, Li2O – оксид лития; Ва+2О – оксид бария; В
оксид бора (III); Р
+5
О5 – оксид фосфора (V); Cl2O7 – оксид
2
+3
2
О3 –
хлора (VII)
Рассмотрим составление графических формул оксидов.
Графическая (структурная) формула показывает, в каком порядке и каким количеством валентных связей атомы
соединены друг с другом. Как правило, можно соединять
11
положительно заряженные частицы с частицами, имеющими отрицательный заряд.
При составлении графической формулы каждый атом
обозначается символом данного элемента, а каждая связь
между атомами – черточкой. Перед построением графической формулы целесообразно определить степень окисления атомов, входящих в состав молекулы.
Так, в молекуле Cl2О7 атом хлора имеет заряд +7, кислород –2; вся молекула электронейтральна (сумма всех зарядов равна нулю). О О
║ ║
О ═ СI ─ О ─ Сl ═ О
║ ║
О О
Металлы в степени окисления +1 и +2 образуют основные оксиды. Амфотерные элементы (Zn, Al, Be) и металлы
со степенью окисления +3 и +4 образуют амфотерные оксиды. Металлы в степени окисления +6, +7 образуют кислотные оксиды. Например, Mn+2O – оксид марганца (II)
обладает основными свойствами; Mn
+3
O3 – амфотерными
2
свойствами с преобладанием основных; Mn+4O2 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Mn+6O3
+7
и Mn
O7 – кислотные оксиды, которым соответствуют кис-
2
лоты Н2Mn+6O4 и НMn+7O4.
Неметаллы образуют или несолеобразующие оксиды
(СО, NO), или кислотные (СО2, N2O5, P2O3).
Оксиды не являются электролитами, их атомы соединены ковалентной неполярной или слабополярной связью.
Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид- ионы:
Ва (ОН) 2 ↔ ОН- + (ВаОН) +; (Ва-ОН) + ↔ Ва2+ + ОН
-
12
соли
Схема 1
СхемаI
Простые
вещества
Неметаллы
Ge,Al, Zn
2
,S,N
2
Cl
3
5
O
2
,N
3
,SO
7
оксиды
O
Кислотные
2
Cl
,ZnO
3
O
2
оксиды
,Al
вещества
Сложные
2
Амфотерные
GeO
, HNO
4
SO
2
,H
Кислоты
4
HClO
2
ZnO
2
H
2
Zn(OH)
Амфотерные гидроксиды
соли
Соли
3
, KNO
4
CaSO
Самфотерными свойствами оксидов
2
O, CaO
2
оксиды
O, K
Основные
Металлы
Na,K,Ca
2
Na
гидроксиды)
NaOH, KOH, Ca(OH)
Основания (основные
13
Амфотерные гидроксиды в зависимости от условий могут диссоциировать и как основания:
Zn (OH) 2 ↔ OH- + (ZnOH) +; (ZnOH) + ↔ Zn2+ + OH
и как кислоты, образуя катионы водорода (Н+):
Zn (OH) 2 ↔ H+ + (HZnO2) –: (HZnO2) – ↔ H+ + ZnO
Амфотерные гидроксиды способны взаимодействовать
с кислотами, давая основные и средние соли:
Zn (OH) 2 + HCl ↔ ZnOHCl + H2O
гидроксохлорид цинка
Zn (OH) 2 + 2HCl ↔ ZnCl2 + 2 H2O
хлорид цинка
При взаимодействии с гидроксидами при спекании образуются соли:
0
t
Zn (OH) 2 + 2KOH ↔ K2ZnO2 + 2 H2O
цинкат калия
При взаимодействии с гидроксидами в водных раство-
рах образуются комплексные соединения:
Zn (OH) 2 + 2KOH ↔ K2 [Zn (OH) 4]
-
2-
2
тетрагидроксоцинкат калия
Графические формулы оснований можно продемон-
стрировать следующими схемами:
гидроксид калия К – О – Н
гидроксид меди (II) H – O – Cu – O – H
гидроксид железа (III) H – O – Fe – O – H
|
O – H
Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых
в качестве катионов образуются только ионы водорода.
Кислоты классифицируют по составу (кислородные
и бескислородные), основности (одно-, двух- и т. д.), способности к электролитической диссоциации (по степени диссо-
14
циации). Основные кислоты перечислены в табл. 1; степень
электролитической диссоциации – в табл. 5 приложения.
Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень:
HNO3 ↔ H+ + NO
-
3
Многоосновные – ступенчато:
I. H3BO3↔ H+ + (H2BO3)
II. (H2BO3) – ↔ H+ + (HBO3)
III. (HBO3) 2- ↔ H+ + BO
-
2-
3-
3
Кислоты взаимодействуют с металлами. При взаимо-
действии металлов, стоящих в ряду напряжений до водорода, с разбавленными кислотами (кроме HNO3) образуются
соли этих кислот и выделяется водород:
2Al + 3 H2SO4 = Al2 (SO4) 3 + 3 H2↑
При взаимодействии металлов с азотной, а также кон-
центрированной серной кислотами происходит восстановление азота (+5) и серы (+6). С азотной и концентрированной серной кислотами взаимодействуют также металлы,
расположенные в ряду напряжения после водорода. Продукты восстановления различны и зависят от концентрации
кислоты и активности металла.
Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 = NO2↑ + H2O
Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, ос-
нованиями:
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
Mg (OH) 2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Взаимодействие кислот с солями происходит лишь при
протекании необратимых реакций (образование осадка,
газа, слабого электролита):
AgNO3 + H2SO4 = Ag2SO4↓ + 2НNO
3
Na2CO3 + HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
NaCN + HNO3 = NaNO3 + HCN
15
Соли – это электролиты, которые при диссоциации об-
разуют катионы металлов или аммония (NH
+
) и анионы
4
кислотных остатков.
Соли – это продукты полного или неполного замещения
атомов водорода кислоты на атомы металла или гидроксогрупп на кислотные остатки. Основная реакция получения
солей – взаимодействие кислоты и основания. По полноте
протекания этой реакции соли делят на средние, кислые
и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения ато-
мов водорода кислоты на атомы металла или гидроксогрупп
основания на кислотный остаток:
Cu (OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
Изображение структурных формул средних солей удоб-
нее начинать с построения кислотного остатка. Например,
для сульфата калия кислотный остаток имеет вид:
О О –
\\ /
S
// \
O O –
Две свободные связи заполняют катионы калия, имею-
щие степень окисления +1.
Кислые соли являются продуктом неполного замещения
атомов водорода кислоты на металл. Их могут образовать
лишь многоосновные кислоты. В состав кислой соли будет
входить кислотный остаток, содержащий хотя бы один атом
водорода. Двухосновная кислота может образовывать только одну кислую соль, трехосновная может образовывать
кислые соли с различными кислотными остатками:
H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O
гидросульфат калия
16
H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O
дигидрофосфат калия
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O
гидрофосфат калия
При написании структурных формул кислых солей
удобно вначале представить кислотный остаток, учитывая,
что в него входит незамещенный атом водорода, а затем
к свободной связи присоединить катион металла.
Например, гидрофосфат кальция:
– О О
\ / \
– О – Р = О Cа – О – Р = О
/ /
Н – О H – O
C точки зрения электролитической диссоциации кислые
соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются катионы металла или аммония,
катионы водорода и анионы кислотных остатков. Кислые
соли диссоциируют ступенчато:
I. КН2РО4↔ К+ + Н2РО
II. Н2РО
III. (НРО4)
-
↔ Н+ + (НРО4)
4
2-
↔ Н+ + (РО4)
-
4
2-
3-
Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксогрупп на катионы металла или аммония. Основные
соли занимают промежуточное положение между основаниями и солями, а следовательно, содержат кроме катионов
металла и кислотных остатков гидроксогруппы, связанные
с катионами металла.
Fe (OH) 2 + HNO3 = FeOHNO3 + H2O
гидроксонитрат железа (II)
Если гидроксид трехкислотный, то он образует два основных остатка. Например, Fe (OH) 3 образует Fe (OH)
2
и Fe (OH) 2+. При взаимодействии с любой кислотой в этом
17
+
случае образуются два ряда солей, формулы которых будут
определяться зарядом кислотного остатка:
Fe (OH) 3 + HCl = Fe (OH) 2Cl + H2O
дигидроксохлорид железа (III)
Fe (OH) 3 + 2HCl = FeOHCl2 + 2H2O
гидроксохлорид железа (III)
2Fe (OH) 3 + H2SO4 + [Fe (OH) 2] 2SO4 + 2H2O
дигидроксосульфат железа (III)
Fe (OH) 3 + H2SO4 = FeOHSO4 + 2 H2O
гидроксосульфат железа (III)
При изображении структурных формул основных солей
следует представить, сколько основных и кислотных остатков входит в состав соли. Например, гидроксосульфат железа (II) имеет формулу (FeOH) 2SO4 и состоит из двух основных –Fe-O-H и одного кислотного остатка:
O O –
\\ /
S
// \
O O –
Сочетая их вместе, получают структурную формулу:
O O – Fe – O – H
\\ /
S
// \
O O – Fe – O – H
С точки зрения электролитической диссоциации основные соли – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются анионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. Основные соли диссоциируют ступенчато:
I. FeOHNO3 = (FeOH) + + NO
II. (FeOH) + ↔ Fe2+ + OH
-
3
-
18
Однокислотное основание с одноосновной кислотой
может давать только одну среднюю соль. Двухкислотное
основание с одноосновной кислотой – одну основную соль
и одну среднюю.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания
в зависимости от взятых соотношений реагентов могут давать кислые, средние и основные соли.
Пример. Составить формулы всех возможных солей,
образуемых Cr (OH) 3 и H3BO3, привести их названия.
Поскольку соль образуется соединением двух остатков (кислоты и основания), то следует использовать заряды
этих остатков целиком. Задача сводится к подбору индексов
в молекулах, обеспечивающих электронейтральность. Борная кислота способна дать три кислотных остатка: H2BO
HBO
2-
3
, BO
3-
. В соответствии с этим можно получить три
3
-
3
типа солей:
Cr (OH) 3 + 3H3BO3 = Cr (H2BO3) 3 + 3H2O
дигидроборат хрома (III)
2Cr (OH) 3 + 3H3BO3 = Cr2 (HBO3) 3 + 3H2O
гидроборат хрома (III)
,
Cr (OH) 3 + H3BO3 = CrBO3 + 3H2O
борат хрома (III)
Гидроксид хрома (III) диссоциирует в три ступени и дает
три катиона: [Cr(OH)2] +, [Cr(OH)] 2+ и Cr3+. Электронейтральность молекул, образованных этими остатками с BO
3-
, опре-
3
деляется соответствующими индексами в формулах:
3Cr (OH) 3 + H3BO3 = [Cr (OH) 2] 3BO3 + 3H2O
дигидроксоборат хрома (III)
3Cr (OH) 3 + 2H3BO3 = (CrOH) 3 (BO3) 2 + 6H2O
гидроксоборат хрома (III)
Cr (OH) 3 + H3BO3 = CrBO3 + 3H2O
борат хрома (III)
19
Схема образования названий кислых и основных солей
дана в табл.1 приложения.
Практическое занятие № 3.
ЭКВИВАЛЕНТ ВЕЩЕСТВА. РАСЧЕТ ЭКВИВАЛЕНТА
И МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ
ЭЛЕМЕНТОВ И СОЕДИНЕНИЙ
Эквивалент – одна из важнейших характеристик простых и сложных веществ. Эквивалентом вещества Э (В) называют реальную или условную частицу в Z раз меньшую,
чем соответствующая формульная единица (ФЕ) этого вещества.
1
ВZ
ФЕВЭ
)(
Число Z (В) называют эквивалентным числом или числом эквивалентности вещества В (буквой В обозначается
формульная единица вещества, которой может быть химическая формула атома (S, Fe), молекулы (О2, Н2О) иона (К+,
2-
SO
) и других частиц).
4
Значения Z (В), а следовательно, и эквивалент для большинства веществ не являются постоянными величинами
и изменяются в зависимости от реакций, в которых они участвуют. И только в тех случаях, когда Z (В) = 1 и не может
иметь других значений, эквивалент вещества постоянен
и идентичен формульной единице.
Расчет Z (В) в обменных реакциях
В обменных реакциях эквивалентное число по величине
равно суммарному заряду замещающихся (обменивающихся) ионов в одной ФЕ данного вещества.
Например, в реакции
Н3РО4+2КОН = К2НРО4 + 2Н2О
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]