Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основные понятия и законы химии. Классификация сложных неорганических веществ. Учебное пособие
.pdf
любого газа занимает объем 22,4 л. Эту величину называют молярным
объемом (Vм) (единица измерения - м3/моль или л/моль).
Учитывая вышеизложенное, количество вещества – газа при н.у. можно
определить по формуле: n = V/Vм .
2) Плотности газов при одинаковых условиях находятся в таком же
соотношении, как их молекулярные массы.
Отношение плотностей газов А и В, измеренных при одинаковых
условиях называют относительной плотностью газа А по газу В:
DВ(А) = А ∕ В .
Если объемы газов одинаковы, то отношение плотностей можно заменить
отношением масс этих объемов: D В(А) = m (А) /m(В).
Отношение масс одинаковых объемов двух газов является величиной
постоянной для данных газов при данных условиях. Так как молярные объемы
всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных
(или молекулярных) масс любой пары газов также равно этой постоянной:
D В(А) = M(А)/M(В) или D В(А) = Mr(А)/Mr (В)
Для краткости слово "относительная" обычно опускают и говорят просто:
"плотность по..." (указывая газ, по отношению к которому вычисляется
относительная плотность). Относительная плотность безразмерная величина.
Часто плотность газов определяют по отношению к водороду как самому
легкому газу, а также газы сравнивают с воздухом. Учитывая, что M(Н2) = 2
г/моль и M(возд) = 29 г/моль, можно записать:
DH2(X)= M(X)/2; D
(X) = М(Х)/29.
ВОЗД.
Пример 1: Рассчитать плотность хлора по водороду.
Решение: Пользуясь Периодической таблицей, определяем молярные
массы хлора и водорода: M(Cl2) = 71 г/моль, M(H2) = 2 г/моль Соответственно:
DH2(Cl2)= M(Cl2) ∕ M(H2) = 71/2 = 35,5. То есть хлор в 35,5 раза тяжелее
водорода.
Пример 2: Рассчитать плотность метана по азоту.
Решение: Пользуясь Периодической таблицей, определяем молярные
массы метана и азота: M(CН4) = 12+4•1 = 16 г/моль, M(N2) = 2•14 = 28 г/моль.
Плотность метана по азоту равна: D
(CН4)= M(CН4)/M(N2) = 16/28 = 0,57.
2
N
Следует помнить, что закон Авогадро и следствия из него применимы
только к газам при невысоких давлениях. При этих условиях расстояния между
молекулами газа гораздо больше, чем размеры самих молекул, и объем,
занимаемый самими молекулами, составляет лишь очень небольшую долю от
общего объема газа. Поэтому объем газа определяется практически только
11
средними расстояниями между молекулами, а эти расстояния примерно
одинаковы для всех газов при одинаковых условиях. При повышенных
давлениях наблюдаются отклонения от закона Авогадро, тем большие, чем
выше давление. Отклонения при высоких давлениях связаны с тем, что
расстояния между молекулами делаются сравнимыми по величине с размерами
самих молекул.
2. Объединенный газовый закон. Три закона для газов могут быть
объединены в закон, известный как объединенный газовый закон.
При постоянной температуре Т1 = Т2 и p1V1 = p2V2 (закон Бойля-Мариотта), при
постоянном объеме V1 = V2 и p1/T1 = p2/T2 (закон Гей-Люссака), при
постоянном давлении Р1 = Р2 и V1/T1 = V2/T2 ( закон Шарля). В результате
получаем:
РV/T = const или Р1V1 / T1 = Р2V
2
/ T2
Если некоторый газ находится при условиях, отличных от нормальных, и
требуется, например, найти объем, который он занимал бы при н. у., то
пользуются уравнением объединённого газового закона. Он позволяет
вычислить также объем газа при определенных температуре и давлении, если
известен его объем при других значениях температуры и давления.
Пример 3. При 23 оС и 775 мм рт.ст. газ занимает объём 250 л.
Вычислить, какой объём газ займёт при нормальных условиях?
Решение. Подставим известные величины в формулу, предварительно
выразив температуру в шкале Кельвина (Т=273+23=296 К):
V0 = РVT0 / Р0T = 775•250•273 / 296•760 = 235 л
3. Закон объемных отношений (Гей–Люссака): при неизменных
температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг
к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как
небольшие целые числа.
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических
реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных
отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
Примеры. Окисление угарного газа до углекислого газа:
2CO + O2 2CO2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода
образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси
уменьшается на 1 объем.
Синтез аммиака из простых веществ: N2 + 3H2 2NH3
12
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2
объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы
уменьшится в 2 раза.
4. Закон парциальных давлений (закон Дальтона): общее давление
смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме
парциальных давлений газов, составляющих смесь.
где Р – общее давление; Р
Р = Р1 + Р2 + Р3 +…+Р
, Р
… - парциальные давления газов 1, 2 …
1
2
n
Парциальное давление газа в смеси – давление, которое производило бы
это же количество данного газа, если бы он один занимал при этой же
температуре весь объем, занимаемый смесью.
5. Уравнение состояния газа. Уравнение, связывающее между собой все
параметры системы, называется уравнением состояния. Для газовых систем
уравнением состояния является уравнение Менделеева - Клапейрона, которое
связывает давление Р, температуру Т, объем V и количество вещества газа n:
РV = n RT; n = m /M
где Р - давление газа; Па, V - объем, м3; m - масса, кг; R - универсальная газовая
постоянная, равная 8,314 Дж/(моль•К); Т - температура, К; М - молярная масса,
кг/моль (система СИ). В системе СГС – давление Р в атм или мм рт. ст., масса
m в г, объём V в л или мл, значение R равно 0,082 л•атм/моль•К или 62400
мл•мм рт. ст./моль•К.
Так как молярная или молекулярная масса входит в уравнение для
относительной плотности одного газа по другому, а также в другие уравнения,
описывающие поведение газа, эти уравнения можно использовать для определения молекулярной массы газа. Например, измеряя массу газа при какихлибо условиях и сравнивая полученную величину с массой водорода при тех же
условиях, легко найти плотность данного газа по водороду, а затем его
молекулярную массу.
2.2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ГАЗОВ (ПАРОВ)
1. По закону Авогадро и следствиям из него.
а) по молярному объему (н.у.):
m / M = V / Vм
Пример 1. Определите молекулярную массу газа, если при нормальных
условиях газ массой 0,824 г занимает объем 0,260 л.
Решение. При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем
22,4 л, тогда число молей равно n = V / Vм = 0,26/22,4 = 0,0116 моль, а молярная
13
масса равна М = т / n = 0,824/0,0116 = 71 г/моль. Следовательно, молярная
масса газа равна 71 г/моль, а его относительная молекулярная масса равна 71.
б) по относительной плотности (н.у.): Если экспериментально
определена плотность исследуемого газа по отношению к любому известному,
то используют формулу D В(Х) = Mr(Х)/Mr (В), где Х – исследуемый газ, В – газ
с известной Mr. Если дана плотность газа по водороду, пользуются формулой:
DH2(X)= Mr(X)/2, а если – по воздуху, то формулой: D
(X) = Мr(Х)/29.
ВОЗД.
Пример 2. Плотность газа по воздуху равна 1,17. Определите
молекулярную массу газа.
= 29•D
Решение. Используем формулу D
(газа). Мr(газа) = 29•1,17= 33,9. Молекулярная масса газа равна 33,9.
ВОЗД.
(газа) = Мr(газа)/29. Отсюда Мr(газа)
ВОЗД.
2. По уравнению Менделеева-Клапейрона: РV=(m/M)RT. Этот способ
используют при условиях, отличающихся от нормальных. Из уравнения
Менделеева-Клапейрона молярная масса равна M = mRT/РV
Пример 3. При температуре 40оС и давлении 200 кПа масса 3,0 л газа
составляет 6,0 кг. Определите молярную и молекулярную массы этого газа.
Решение: Т = 40оС + 273 = 313 К, Р=200 кПа=200•103 Па, V= 3,0 л =
3,0•10-3 м3. Подставляя известные величины в уравнение Менделеева –
Клапейрона получаем:
М = mRT/PV = 6,0·8,314·313/(200•103 ·3,0•10-3) = 26 г/моль
Таким образом, М=26 г/моль; Мr = 26.
Пример 4. 10 г газа при 25
оС
и 780 мм рт. ст. занимают объём 5,2 л.
Определите молекулярную массу газа.
Решение: используем значение R = 62400 мм рт.ст.•мл/моль•К, переведем
температуру в абсолютную шкалу Т = 25 оС +273=298К, объём из л в мл: V =
5,2 л = 5200 мл. Подставляя известные величины в уравнение Менделеева –
Клапейрона получаем: М = mRT/PV = 10·62400·298/780·5200 = 46 г/моль.
Соответственно: Мr = 46
ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ.
1. Чем газообразное состояние вещества отличается от жидкого и
твердого?
2. С помощью каких параметров характеризуют газы? Какие условия для
газов считаются нормальными?
3. В чем смысл закона Авогадро? Какие следствия вытекают из него?
Всегда ли выполняется закон Авогадро?
14
4. Происходят ли химические явления при следующих процессах: а)
таянии льда; б) перегонке воды?; в) ржавлении железа; г) разделении смеси
фильтрованием; д) гниении продуктов?
5. Сформулируйте основные газовые законы. Что такое объединённый
газовый закон?
6. Какой объем занимает 1 моль любого газа при нормальных условиях?
Как определить количество вещества газа?
7. Каким уравнением связаны основные параметры газа, каков его вид?
8. Какой физический смысл имеет универсальная газовая постоянная –
«R» и какие значения она может принимать?
9. Что такое парциальное давление газа? Назовите формулировку закона
парциальных давлений. Кто открыл этот закон?
10. В чём смысл закона объемных отношений, кто его сформулировал?
Подтвердите примером.
11. Что такое плотность одного газа по другому газу? Как она
вычисляется?
12. Какие способы определения молекулярной массы газа или пара
используют на практике?
13. Какова плотность оксида углерода (II): а) по водороду; б) по воздуху?
14. Плотность газа по кислороду равна 1,375. Определите молекулярную
массу газа.
15. Плотность газа по воздуху равна 2,758. Определите молекулярную
массу газа. Чему равна его молярная масса?
16. Вычислите плотность: а) кислорода по гелию, б) хлора по метану
(СН4), в) углекислого газа по азоту.
17. Определить молекулярную массу газа, зная, что 8 г его при 127 оС и
давлении 0,82 атм занимают объем 160 л.
18. Определить молекулярную массу газа, зная, что 600 мл его при 87 оС
и давлении 624 мм рт ст весят 1,3 г.
19. Масса 500 мл газа при н.у. равна 0.74 г. Определить молекулярную
массу газа.
20. Какой объем при н.у. занимают 15•1044 молекул любого газа?
21. Сколько молекул содержится в 180 мл любого газа при н.у.?
22. Сколько молекул Н2О содержится в 10 мл жидкой воды?
23. Чему равна масса 56•10
-46
молекул хлорида бария?
24. При нормальных условиях 0,7 л некоторого газа имеют массу 1,43 г.
Определите молекулярную массу газа. Чему равна его молярная масса?
15
25. Масса 0,327•10-3 м3 газа, при 13оС и давлении 1,04•105Па равна
0,828•10-3 кг. Вычислить молярную массу газа.
26. Какие объемы при н.у. займут: а) 40 г кислорода; б) 72•1043 молекул
азота?
27. Какой объём при нормальных условиях занимают 7 г азота N2?
28. Плотность газа по воздуху равна 1,17. Определите молекулярную
массу газа
29. Определите молекулярную массу газа, если при нормальных условиях
газ массой 1,648 г занимает объем 0,56 л.
30. Определите молекулярную массу вещества в газообразном состоянии,
если известно, что масса вещества объемом 400 см3 при 360 К и давлении 93,2
кПа равна 0,35 г.
2.3. ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ.
В настоящее время принято следующее определение эквивалента:
Эквивалентом (Э) вещества называется такое его количество, которое в
химических реакциях эквивалентно 1 молю атомов или катионов водорода
(соединяется, или замещает его в соединениях, или просто соответствует).
Размерность эквивалента такая же, как количества вещества: моль. Например, в
реакции 2Н2 + О2 → Н2О 1 моль атомов Н эквивалентен ½ моль атомов О,
следовательно, Э(О) = ½ моль.
Масса одного моля эквивалентов, содержащего 6,02×1023 эквивалентов
(Э) называется молярной массой эквивалента (М
массой; размерность М
Например, М
(Н) = 1 г/моль; М
экв
такая же, как молярной массы: кг/моль или г/моль.
экв
(О) = 8 г/моль. Раньше употреблялся термин
экв
) или эквивалентной
экв
«грамм-эквивалент», грамм-эквивалент численно равен молярной массе
эквивалентов. Количество эквивалентов (n
вещества (т) к молярной массе эквивалентов: n
имеется 32 г кислорода, то n
= 32/8 = 4.
экв
) равно отношению массы
экв
= т/М
экв
. Например, если
экв
Для количественных расчетов используется закон эквивалентов: массы
реагирующих и образующихся веществ пропорциональны их эквивалентным
массам( молярным массам эквивалентов)
m1/m2 = М
экв 1/Мэкв 2
где m1 и m2 - массы реагирующих или образующихся веществ; М
эквивалентные массы (молярные массы эквивалентов) этих веществ.
Молярная масса эквивалентов вычисляется по формулам:
М
(простого вещества)=М / число атомов элемента× валентность элемента
экв
16
экв1 и Мэкв2
-
М
(оксида) = М
экв
М
(кислоты) = М
экв
/ число атомов элемента × валентность элемента
оксида
кислоты
/ основность кислоты
Основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных
замещаться на атомы металла.
М
(основания) = М
экв
основания
/ кислотность основания
Кислотность основания - количество ионов гидроксила, которые
замещаются при взаимодействии с кислотой.
М
(соли) = М
экв
/ число атомов Ме × валентность Ме, где (Ме - металл)
соли
Эквивалентная масса бинарного (состоящего из двух элементов)
соединения равна сумме эквивалентных масс составляющих его элементов.
Например, М
(СаО) = М
экв
(Са) + М
экв
(О) = 40/2 + 16/2 = 28 г/моль; М
экв
(Аl203)
экв
= 27/3 +16/2 = 17 г/моль. Нетрудно убедиться, что полученная эквивалентная
масса идентична полученной подсчетом по приведенной выше формуле для
оксида.
Эквивалент вещества (и, следовательно, его эквивалентная масса) может
меняться в зависимости от реакции, в которой это вещество участвует, поэтому
необходимо указывать, к какой конкретно реакции относится эквивалент.
Например, в нижеприведённых реакциях основность ортофосфорной кислоты
Н3РО4 различна:
1). Н3РО4 + NaOH → NaH2P04 + H2О (основность равна 1)
2). Н3РО4 + 2NaOH → Na2HP04 + 2Н2О или:
1/2 Н3РО4 + NaOH → 1/2 Na2HPО4 + H2О (основность равна 2)
3). Н3РО4 + 3NaOH → Na3PО4 + ЗН2О или:
1/3 Н3РО4 + NaOH → 1/3 Na3PО4 + H2О (основность равна 3)
Соответственно: в первой реакции Э(Н3Р04) = 1 моль, а во второй
Э(Н3Р04) =1/2 моль и в третьей Э(Н3Р04) = 1/3 моль.
При расчетах по уравнениям реакций с участием газов удобно
пользоваться величинами эквивалентного объема (V
) (объем, который
экв
занимает один эквивалент этого газа). Эквивалентный объем связан с
молярным объемом соотношением V
экв
= ƒ
• Vм, откуда следует, что размер-
экв
ность эквивалентного объема такая же, как молярного объема, т. е. м3/моль или
л/моль. При н. у. V
(ƒ
) рассчитывают по формуле:
экв
ƒ
= 1 ∕ (число атомов в молекуле) ∙ (валентность атома)
экв
экв
= ƒ
• 22,4 л/моль. При этом фактор эквивалентности
экв
Таким образом, если в реакции есть газообразные вещества, то закон
эквивалентов можно записать как:
m1/V2 = М
17
экв 1/Vэкв 2
Пример 1. Чему равны эквивалентные объёмы для Н2 и O2 при н.у.
Ответ:
V
экв(Н2
откуда V
а) фактор эквивалентности водорода равен ƒ
) = 22,4/2 = 11,2 л/моль (н.у.). б) для кислорода: ƒ
(O2) = 22,4/4 = 5,6 л (н. у).
экв
экв(Н2
экв(О2
)=1/2 , откуда
) = 1/(2·2)=1/4,
Пример 2. Определить эквивалентный объём азота в реакции с литием.
Решение: Для азота в реакции: 6Li+N2→2Li3N ƒ
эквивалентный объем равен: V
экв(N2
)= 22,4/(2·3) = 3,73 л/моль.
экв(N2
)=1/(2·3)=1/6 и
Пример 3. Определите эквиваленты и молярные массы эквивалента для
веществ: F2 , Al, Fe2O3 , H2SO4 , Ca(OH)2, Al2(SO4)3, CuCl2.
Решение. F2, Al - простые вещества, Fe2O3 - оксид, H2SO4 – кислота,
Ca(OH)2 - основание, Al2(SO4)3, CuCl2 - соли. Используем формулы для
определения эквивалентной массы простых и сложных веществ:
М
М
М
М
М
)= М(F2)/2·1= 38/2 = 19г/моль; Э(F2)= 1/2 моля
экв(F2
(Al)= М(Al)/1·3 = 27/3 = 9 г/моль; Э(Al)= 1/3 моля
экв
(Fe2O3) = М(Fe2O3)/(3·2) = 160/6 = 26,7 г/моль; Э(Fe2O3)=1/6 моля
экв
экв(H2SO4
(Ca(OH)2) = M(Ca(OH)2)/2 = 74/2 = 37 г/моль; Э(Ca(OH)2)=1/2 моля
экв
) = M(H2SO4)/2 = 98/2 = 49 г/моль; Э(H2SO4)=1/2 моля
М
(Al2(SO4)3) = M(Al2(SO4)3) =342/2·3 = 57 г/моль; Э(Al2(SO4)3)=1/6 моля
экв
М
(CuCl2) = М/1∙2 = 135/2 = 67,5 г/моль, Э(CuCl2)=1/2 моля.
экв
Пример 4. Оксид азота содержит 25,93% азота. Определить молярную
массу эквивалентов азота.
Решение. По условию задачи на 100 г оксида приходится 25,93 г азота,
следовательно масса кислорода равна: 100 - 25,93 = 74,07 г. Молярная масса
эквивалентов элемента кислорода равна: М
Согласно закону эквивалентов: М
(N)/М
экв
(О) = М(О)/1·2 = 16/2 = 8 г/моль.
экв
(O) = m(N)/m(O)
экв
Отсюда найдем молярную массу эквивалентов азота:
М
(N) =[m(N) · М
экв
(О)] ∕ m(O) = (25,93 · 8) ∕ 74,07 = 2,8 г/моль
экв
Пример 5. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и назвать
этот металл, если 8,34 г металла окислены кислородом объёмом 0,680 л (н.у.).
Решение. В соответствии с законом эквивалентов:
m(мет) ∕ V(О2)=М
(мет) ∕ V
экв
экв(О2
).
Эквивалентный объём кислорода при н.у. равен 5,6 л. Определим молярную
массу эквивалента: М
(мет) = m(мет.)·V
экв
экв(О2
) ∕ V(О2)
М
(мет) = 8,34·5,6 ∕ 0,680 = 68,68 г/моль.
экв
Исходя из формулы для расчета молярной массы эквивалента простого
вещества, определим атомную массу металла: М
(мет)= М(мет) ∕ валентность;
экв
68,68 г/моль = М(мет) ∕ 2 ; М(мет) =2 · 68,68 г/моль = 137,36 г/моль.
18
А(мет.) = 137,36 а.е.м.
Пример 6. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г его оксида.
Определите молярную массу эквивалентов элемента.
Решение. В полученном оксиде масса кислорода равна: m(O) = 9,44 5=4,44 г. По закону эквивалентов массы металла и кислорода прямо
пропорциональны их молярным массам эквивалентов:
М
(О) найдем по формуле: М
экв
М
(мет): М
экв
2.4. ПРОСТЫЕ И СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА. ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ
m(мет)/m(O)= М
(О)=М(О)/2=16/2=8 г/моль. Теперь рассчитаем
экв
(мет)= m(мет) · М
экв
(мет)/М
экв
(О) / m(O)=5·8/4,44 = 9 г/моль
экв
экв
(О);
Простые вещества – это вещества, образованные из атомов только
одного элемента (например, H2, O2, Cl2, P4, Na, Cu, Au). Сложные вещества –
вещества, образованные атомами разных элементов (H2O, NH3, F2O, H2SO4,
MgCl2, K2SO4).
Некоторые элементы могут существовать в виде различных простых
веществ, отличающихся по свойствам. Это явление называется аллотропией.
Например, элемент кислород O имеет аллотропные формы - кислород O2 и озон
O3, углерод - алмаз, графит и карбин, фосфор - белый, красный и черный
фосфор, олово – серое и белое олово, сера – моноклинная, ромбическая и
пластическая. Аллотропные формы одного элемента отличаются друг от друга
либо по числу атомов в молекуле (кислород и озон), либо по строению
кристаллической решетки (аллотропия углерода).
В начале XIX века (1801-1808 гг.) в химии утвердился один из важных ее
законов - закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст) – каждое химическое
соединение имеет определенный и постоянный качественный и
количественный состав, не зависящий от способа его получения. Так, вода
всегда содержит 11,11 % водорода и 88,89 % кислорода (по массе). Закон
постоянства состава способствовал окончательному утверждению атомистики.
Впоследствии наряду с соединениями постоянного состава (H2O, CO2 и
т.д.) были обнаружены соединения переменного состава (например, некоторые
оксиды переходных элементов - железа, титана и др.). Первые названы
дальтонидами в честь английского ученого Дж. Дальтона, вторые –
бертоллидами в честь французского химика К.Л. Бертолле, предсказавшего
такие соединения. Состав соединений с атомной, ионной и металлической
решеткой зависит от условий получения, т.е. не является постоянным. Таким
образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ
19
молекулярного строения. Однако условно для простоты состав многих
бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II)
записывают в виде FeO (но более точно Fe
1-xOx
).
Многие элементы, соединяясь между собой в различных количественных
соотношениях, образуют несколько химических соединений.
Используя данные о количественном составе различных соединений,
образованных двумя элементами, и исходя из атомистических представлений,
английский химик Джон Дальтон в 1803 году сформулировал закон кратных
отношений: если два элемента образуют между собой несколько соединений,
то на одно и то же весовое количество одного элемента приходятся такие
весовые количества другого элемента, которые относятся между собой как
небольшие целые числа.
Так, углерод с кислородом образуют два соединения: угарный газ - СО (3
весовых части углерода и 4 весовых части кислорода) и углекислый газ - СО2 (3
весовых части углерода и 8 весовых частей кислорода).
Другой пример - оксиды азота:
N2O N2O3 NO2(N2O4) N2O5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два
атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.
Качественный и количественный состав веществ выражают при
помощи химических формул, составляемых на основании валентностей
(степеней окисления) элементов, образующих данное вещество.
Различают химические формулы веществ – простейшие, молекулярные и
структурные.
Простейшая формула (суммарная, эмпирическая, брутто-формула) -
простейший вид химической формулы – показывает наиболее простое
(наименьшее) соотношение чисел атомов разных элементов в данном веществе.
Примеры: SiO2, Аl2O3, H3P04, NaCl, K2CO3.
Молекулярная (истинная) формула точно передает качественный и
количественный состав молекулы. Иногда она совпадает с простейшей
формулой (например, для H2О, СО2, CH4). В других случаях она является
кратной от простейшей формулы; например, простейшая формула высшего
оксида фосфора (V) - Р2О5, что правильно передает состав и степень окисления
фосфора, молекулярная же формула этого соединения - удвоенная по
сравнению с простейшей: Р4О10 - именно из таких молекул состоит данное
вещество. Простейшая формула бутена СН2, а истинная (молекулярная) – С4Н8.
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]