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
1) Оксид бария BaO
2) Оксид серы (VI) SO3
3) Оксид железа (III) Fe2O3
4) Гидроксид железа
(III) Fe(OH)3
5) Азотная кислота
HNO3
6) Серная кислота H2SO4
7) Нитрат кальция
Ca(NO3)2
8) Сульфат железа (II)
FeSO4
9) Дигидрофосфат натрия
NaH2PO4
Цифры в формулах называются индексами. Индексы показывают число
атомов каждого элемента в молекуле (или структурной единице).
Структурная (графическая) формула показывает последовательность и
кратность связей между всеми атомами, образующими молекулу, но не дает
информации о пространственном строении её. Все связи изображают в виде
черточек одинаковой длины. Так, графическая формула для диоксида кремния
имеет вид: O=Si=O. Структурные формулы рисуют на плоскости.
Пример 1. Написать молекулярные и структурные формулы оксида
бария, оксида серы (VI), оксида железа (III), гидроксида железа (III), азотной
кислоты, серной кислоты, нитрата кальция, сульфата железа (II) и
дигидрофосфата натрия.
Решение.
2.5. СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ
По формуле вещества можно рассчитать массовую долю каждого
элемента, входящего в состав вещества.
Массовая доля элемента (ω – ″омега″) показывает, какую часть
составляет масса данного элемента от всей массы вещества:
где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr относительная молекулярная масса вещества.
Массовая доля – величина безразмерная, её выражают в долях или процентах:
Пример 1. Вычислить массовые доли всех элементов в сульфате
алюминия.
ω (Э) = n · Ar(Э) / Mr
ω%(Э) = (n · Ar(Э) / Mr) ·100%
21
Решение. Ar(Al) = 27; Ar(S) = 32; Ar(O) = 16; Mr [Al2(SO4)3] = 342
ω (Al) = 2·27 / 342 = 0,16 (16%)
ω (S) = 3·32/ 342 = 0,28 (28%)
ω (O) = 12·16 / 342 = 0,56 (56%)
Часто приходится решать обратную задачу – вывести формулу вещества,
если известен его элементный состав. Зная количественный элементный состав
соединения можно установить его простейшую формулу. Если к тому же
известна молекулярная масса вещества, то можно установить и его
молекулярную (истинную) формулу.
Обозначают формулу соединения AxByCz. Рассчитывают отношение x :
y : z через массовые доли элементов:
ω (A) = (х · Ar(А)) / Mr(AxByCz)
ω (B) = (y · Ar(B)) / Mr(AxByCz)
ω (C) = (z · Ar(C)) / Mr(AxByCz)
x = (ω (A) · Mr) / Ar(А)
y = (ω (B) · Mr) / Ar(B)
z = (ω (C) · Mr) / Ar(C)
x : y : z = [ω(A) / Ar(А)] : [ω(B) / Ar(B)] : [ω(C) / Ar(C)]
Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел x,
y, z.
Затем записывают формулу соединения.
Пример 2. Массовая доля трехвалентного элемента в составе оксида
равна 0,696. Назовите этот элемент.
Решение. Массовая доля кислорода в оксиде равна ω (О) = 1 - 0,696 = 0,304.
Формула оксида Э2О3. Исходя из определения массовой доли элемента,
определим молекулярную массу оксида: ω (О) = 3 · Ar(О) / Mr
0,304 = 3·16 / Mr ; Mr = 48 / 0,304 = 157,89
Найдем атомную массу элемента: Mr(Э2О3) = 2· Ar(Э) + 48 = 157,89;
2· Ar(Э) = 109,89; Ar(Э) = 54,94
По Периодической системе элементов определяем, что элемент – марганец Мn.
Пример 3. Найти простейшую формулу вещества, в состав которого
входит 85,7 % углерода и 14,3% водорода.
Решение. Обозначим формулу вещества СхНy. Необходимо найти
соотношение х : y. Учитывая, что Ar(С) = 12; Ar(Н) = 1, находим x : y.
х : y = 85,7/12 : 14,3/1 = 7,14 : 14,3
Делим на 7,14 полученные цифры: х : y = 1 : 2. Значит простейшая формула
вещества СН2.
22
Пример 4. Определить молекулярную (истинную) формулу соединения, в
котором 5,88% водорода и 94,12% кислорода, а молекулярная масса равна 34
а.е.м.
Решение. Обозначим формулу вещества НхОу. Учитывая, что Ar(О) = 16;
Ar(Н) = 1, найдем отношение х : у.
х : у = 5,88/1 : 94,12/16 = 5,28 : 5,28 = 1:1
Следовательно, простейшая формула - НО. Mr(НО) = 17, а молекулярная масса
соединения равна 34, т.е. Mr(НО)n = 34 и n= 34/17 = 2. Значит истинная формула
вещества Н2О2.
2.6. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Явления, при которых из одних веществ образуются другие,
отличающиеся от исходных составом и строением, называются химическими
явлениями или химическими реакциями. Признаками химических реакций
может быть: изменение цвета, выделение или поглощение энергии, выделение
газа, выпадение осадка.
Химическую реакцию изображают в виде уравнения реакции. В левой
части уравнения пишут формулы исходных веществ (реагентов), а в правой
части - формулы образующихся веществ – конечных веществ (продуктов
реакции). М. В. Ломоносовым в 1748 г. сформулирован и А. Л. Лавуазье в 1772
г. количественно подтвержден закон сохранения массы веществ при
химической реакции: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе
веществ, образующихся в результате реакции. Он является частным случаем
закона сохранения массы и энергии в применении к химическим процессам.
Для уравнивания числа атомов каждого элемента перед формулами веществ в
химическом уравнении (в левой и правой его части) необходимо поставить
коэффициенты, которые называются стехиометрическими
коэффициентами. В химических уравнениях формула вещества обозначает не
только молекулу, но и моль вещества.
Уравнение реакции точно передает количественные соотношения между
реагентами и продуктами реакции. На этом основаны расчеты по химическим
уравнениям. Но уравнение реакции ничего не говорит о промежуточных
стадиях реакции: о промежуточных веществах и их состояниях, о роли
катализаторов, влияющих на скорость протекания реакции. Оно показывает
лишь исходные и конечные вещества.
Химические реакции можно классифицировать по различным признакам.
1. По изменению числа и состава реагентов и продуктов химические
реакции можно разделить на 4 типа.
23
Реакции соединения - реакции, в которых из двух или большего числа
исходных веществ образуется одно новое вещество.
4Р + 5О2 = 2Р2О5; Na2O + H2O = 2NaOH
Частный случай реакций соединения - реакции полимеризации - соединение
одинаковых молекул (мономеров) в одну молекулу (димер, олигомер – до 10
остатков мономеров, или полимер)
Реакции разложения - реакции, в которых из одного вещества
образуются два или более веществ. Например,
Fe(OH)2 = FeO + H2O; 2Ag2CO3 → 4Ag + 2CO2↑+ O2↑.
Реакции разложения обычно протекают при нагревании, в таком случае
их называют реакциями термического разложения.
Реакции замещения - реакции, в которых атомы простого вещества
замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑; Mg + Cu(NO3)2 = Mg(NO3)2 + Cu
В реакции замещения всегда участвуют простое и сложное вещества, и
образуются в результате реакции также простое и сложное вещества.
Реакции обмена - реакции, в которых молекулы двух соединений
обмениваются своими составными частями, причем степень окисления
элементов не изменяется.
Na2CO3 + СаСl2 = 2NaCl + CaCO3↓; Fe(NO3)2 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + 2KNO
3
В реакциях обмена участвуют только сложные вещества, но число исходных
веществ и продуктов реакции не изменяется, как и в предыдущем типе реакций.
2. В зависимости от того, изменяется или не изменяется степень
окисления элементов, входящих в состав исходных веществ, химические
реакции делят на: окислительно-восстановительные (ОВР) и не окислительновосстановительные реакции (не ОВР). Окислительно-восстановительные
реакции - это реакции, в которых элементы, входящие в состав исходных
веществ изменяют степени окисления.
3. По тепловому эффекту реакции бывают эндотермические и
экзотермические. Тепловой эффект - это количество энергии, выделяющееся
или поглощающееся при протекании химической реакции. Если при реакции
энергия выделяется, то реакция называется экзотермической, если
поглощается - эндотермической.
4. По признаку обратимости химические реакции бывают обратимые
и необратимые.
24
8 г
х CuO
+ H2
Cu +
H2O
М=80 г/моль
М=64г/моль
23,2 г
х
WO3
+ 2Al
Al2O3
+ W
М=232г/моль
187г/моль
2.7. СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ
Расчеты по химическим уравнениям основаны на законе сохранения
массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания
реакций и потерь веществ масса образующихся продуктов обычно меньше
теоретически возможной. Выходом продукта (или массовой долей выхода)
реакции (η – «эта») называют отношение реальной массы продукта (m
теоретически возможной (m
η = (m
практ
/ m
теор
), выраженное в долях единицы или в процентах.
теор
) · 100%, или для газов η = (V
практ
/ V
) · 100%
теор
пpакт
) к
Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах
принимают за 100% (количественный выход). Рассмотрим примеры расчетов по
уравнениям.
Пример 1. Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида
меди (II) водородом, если выход продукта составил 82% от теоретического?
Решение. Запишем уравнение реакции:
Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции:
х = (8·64)/80 = 6,4 г
Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:
6,4 г –– 100% выход (теоретический)
х г –– 82%
х = (6,4 · 82) / 100 = 5,25 г (реальная масса образующейся меди).
Ответ: в реакции образуется 5,25 г меди.
Пример 2. Определите выход реакции получения вольфрама методом
алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и
невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено
12,72 г металла?
Решение. Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды.
Массовая доля оксида в руде равна: ω (WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7. Масса чистого
оксида вольфрама в навеске руды равна: m (WO3) = ω(WO3) · m
= 0,7 ·
руды
33,14 = 23,2 г . Запишем уравнение реакции и определим теоретический выход
вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия.
х = (23,2 · 187) / 232 = 18,7 г (теоретическая масса W)
25
653,8 г
х л
Zn +
H2SO4
ZnSO4
+ H2
М=65,38г/моль
VM =22,4 л/моль
Рассчитаем практический выход вольфрама:
18,7 г W –– 100 %
12,72 г W –– η %
η = (12,72 · 100) / 18,7 = 68%
Ответ: массовая доля выхода вольфрама равна 68%
Пример 3. Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при
сливании растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 18,0 г сульфата
натрия?
Решение. Определим количество вещества хлорида бария и сульфата
натрия: М(BaCl2) = 208 г/моль; n(BaCl2) = 20,8 / 208 = 0, 1 моль
М(Na2SO4) = 132 г/моль; n(Na2SO4) = 18,0 / 132 = 0,14 моль.
Запишем уравнение реакции:
BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl
Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в
недостатке. По реакции соотношение хлорида бария и сульфата натрия равно
1:1. Значит, сульфат натрия взят в избытке, а хлорид бария в недостатке и
расчет надо производить по хлориду бария.
По уравнению реакции из одного моля хлорида бария образуется один моль
сульфата бария. Поэтому из 0,1 моль BaCl2 получится 0,1 моль сульфата бария
и масса выпавшего осадка будет равна:
m(BaSO4) = n · М(BaSO4) = 0,1моль · 233 г/моль = 23,3 г
Ответ: образуется 23,3 г сульфата бария.
Пример 4. Вычислить сколько л водорода (н.у.) получится при
растворении 653,8 г цинка в разбавленной серной кислоте?
Решение. Запишем уравнение реакции и проведем расчет объема
водорода по уравнению, учитывая, что молярный объем газа при н.у. равен 22,4
л (следствие из закона Авогадро).
Ответ: при н.у получится 224 л водорода.
1. Что такое эквивалент вещества, молярная масса эквивалента вещества
(эквивалентная масса)?
2. Как определяется эквивалентная масса простых веществ, оксидов,
кислот, оснований, солей?
х = (653,8 · 22,4) / 65,38 = 224 л
ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
26
3. В чем смысл закона эквивалентов? Как математически он
записывается?
4. Сформулируйте законы кратных отношений и постоянства состава. Кто
установил эти законы?
5. Закон кратных отношений и закон постоянства состава выполняются
для всех веществ или нет? Почему?
6. Как называются вещества: а) имеющие переменный состав, б)
имеющие постоянный состав? Приведите примеры.
7. Какие из перечисленных веществ простые, а какие – сложные:
углекислый газ, поваренная соль, медь, водород, алюминий, мрамор, вода,
кислород, соляная кислота, медь, сахар?
8. Что такое аллотропия, аллотропные формы элемента. Приведите
примеры.
9. Какие из веществ являются аллотропными формами одного элемента и
какого: графит, озон, алмаз, известняк, угарный газ, карбин, водород?
10. Чем отличаются понятия «валентность» и «степень окисления».
Показать на примерах.
11. Определите типы химических реакций по составу реагентов и
продуктов реакции:
а) СаСО3=СаО+СО2;
б) Fe+CuSO4= FeSO4+Cu;
в) CaO + H2O = Ca(OH)2;
г) AgNO3 + KBr = AgBr +KNO3;
д) 2KBr + Cl2=2KCl+Br
е) NH4Cl = NH
+ HCl;
3
2
;
12. Что такое: простейшая формула, молекулярная формула,
графическая формула? Что показывают индексы в химических формулах?
13. Что такое массовая доля элемента в веществе, по какой формуле её
можно рассчитать?
14. Чему равны массовые доли элементов в следующих веществах: а)
N2O, б)Ва(ОН)2, в) NH3.
15. Чему равны массовые доли элементов (в %) в следующих веществах:
а) CаCI2, б) Na2CO3 , в) Сl2O7
16. Магний с серой соединяется в массовом отношении 3:4. Определите
массу магния, который прореагирует с 20 г серы?
17. Массовая доля азота в оксиде равна 25,92%. Определите формулу
оксида и назовите его.
27
18. Массовая доля кислорода в оксиде трехвалентного элемента равна
47%. Назовите этот элемент.
19. Массовая доля серы в соединении с кислородом равна 40%.
Выведите формулу этого вещества.
20. Определите простейшую формулу органического вещества, в
котором массовая доля углерода 40,0%, водорода – 6,7%, кислорода – 53,3%.
21. Вывести истинную формулу соединения, содержащего 1,59%
водорода, 22,21% азота и 76,20% кислорода. Молекулярная масса соединения
равна 63 а.е.м.
22. В соединении 1,25% водорода, 38,75% фосфора, 60,0% кислорода.
Молекулярная масса равна 80 а.е.м. Определите молекулярную (истинную)
формулу вещества.
23. Определите эквиваленты и молярные массы эквивалента для
веществ: CoSO4, MgO, SO3, Cl2, Na, Al(OH)3, HClO4, CO, CO2, Н3РО4 , N2, Ca,
Cr2(SO4)3.
24. Определите эквивалентный объём для следующих газов (н.у.): фтор,
хлор, кислород, водород, азот.
25. Определите основность серной кислоты в реакции с гидроксидом
калия, если её эквивалент равен 1 моль.
26. Йод массой 0,728 г, взаимодействует с двухвалентным металлом
массой 0,115 г. Определить молярную массу эквивалента металла и назвать
металл.
27. При сгорании 5,4 г. трехвалентного металла образовалось 10,2 г.
оксида. Вычислить молярную массу эквивалента металла и назвать металл.
28. При растворении в кислоте 11,9 грамм металла выделился водород
объемом 2,24 литра (н.у.). Чему равна молярная масса эквивалента
металла (М
экв
)?
29. Вычислить, сколько кг СО2 можно получить при обжиге 15 кг
магнезита, содержащего 95% MgCO
.
3
30. При синтезе аммиака NH3 израсходовано 67,2 л азота N2. Сколько л
аммиака могло бы получиться теоретически при н.у.?
31. К раствору, содержащему 37,4 г нитрата серебра (AgNO3), прилили
избыток раствора хлорида магния (MgCl2). Рассчитайте теоретически
возможную массу образующегося осадка.
32. При окислении оксида серы (IV) кислородом получен оксид серы
(VI) массой 12,8 г. Массовая доля выхода продукта составила 40%. Рассчитайте
массу оксида серы(IV), который был взят для реакции.
28
металлы
органические
бескислородные
неметаллы
Амфотерные
гидроксиды
кислотные
смеси
соли
Вещества
кислородсодер-
жащие
Основные
(гидроксосоли)
неорганические
основные
несолеобразующие
кислоты
Кислые
(гидросоли)
Сложные
вещества
(соединения)
амфотерные
Простые
(элементарные)
вещества
основания
оксиды
Индивидуальные вещества
солеобразующие
Средние
(нормальные)
II. КЛАССИФИКАЦИЯ ВЕЩЕСТВ.
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
При сравнительно небольшом количестве химических элементов (от-
крыто 118 элементов, часть из них получена только искусственным путём)
существует бесконечное многообразие химических соединений.
Ниже представлена в виде схемы классификация веществ.
Основными классами неорганических соединений являются оксиды,
основания, кислоты и соли. Основания и кислородсодержащие кислоты часто
рассматриваются как гидраты оксидов и объединяются в единый класс
гидроксидов, имеющих основный или кислотный характер.
Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, один из
которых – кислород.
Названия оксидов строится таким образом: сначала произносят слово
«оксид», а затем название образующего его элемента в родительном падеже.
1. ОКСИДЫ
29
Если элемент имеет переменную валентность, то она указывается римской
цифрой в круглых скобках в конце названия.
Для некоторых оксидов часто употребляют исторически сложившиеся
эмпирические названия, например, СО - угарный газ, СаО - негашеная известь,
SО2 - сернистый газ, СО2 - углекислый газ.
Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие.
Солеобразующим оксидам соответствуют соли, которые образуются при
взаимодействии этих оксидов с кислотами или щелочами. Несолеобразующие
(безразличные) оксиды не образуют соли: N2O, NO, CO, SiO, H2O.
Солеобразующие оксиды по составу и химическим свойствам делят на
основные, кислотные и амфотерные.
Основными называют оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя
соли. Основным оксидам соответствуют основания. Например, оксиду кальция
CaO отвечает гидроксид кальция Ca(OH)2, оксиду кадмия CdO – гидроксид
кадмия Cd(OH)2, оксиду натрия Na2O - гидроксид натрия NaOH, оксиду магния
MgO – гидроксид магния Mg(OH)2. Основными являются оксиды
неамфотерных металлов в степенях окисления: +1 и +2. Кислотными
называют оксиды, которые реагируют со щелочами, образуя соли. Кислотным
оксидам соответствуют кислоты. Например, оксиду серы (IV) - SO
2
соответствует сернистая кислота H2SO3, оксиду углерода (IV) - СО2 – угольная
кислота H2CO3, оксиду фосфора (V) Р2O5 - кислоты НРО3, Н3PO4, Н4P2O7.
Кислотными являются солеобразующие оксиды неметаллов, а также оксиды
металлов в высоких степенях окисления (+5, +6, +7, +8). Амфотерные оксиды
обладают свойствами как основных, так и кислотных оксидов: они реагируют и
с кислотами, и с основаниями, образуя соли. Амфотерным оксидам
соответствуют амфотерные гидроксиды. Амфотерные оксиды образуют
амфотерные металлы и другие металлы в средних степенях окисления: +3 и +4.
Например: оксид алюминия Al2O3, оксид цинка ZnO, оксид беррилия ВеО,
оксид хрома(III) Cr2O3, оксид железа(III) Fe2O3, оксид олова(IV) SnO2, оксид
олова SnO(II), оксид свинца(II) PbO, оксид свинца(IV) PbO2, оксид марганца
(III) Mn2O3, оксид марганца (IV) MnO
и др.
2
Если металл проявляет разные степени окисления и образует несколько
оксидов, то чем выше степень окисления металла, тем более кислотный
характер будет носить этот оксид. Так, МnО - основный оксид, Мn2O3 и МnO2 амфотерные, а МnO3 и Мn2O7 - кислотные оксиды.
Физические свойства оксидов. Основные оксиды - твердые тугоплавкие
вещества. Химическая связь в таких оксидах близка к ионной - они образуют
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]