Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

Khimia_Abakumova_08_1-80

.pdf
Скачиваний:
52
Добавлен:
29.03.2015
Размер:
815.9 Кб
Скачать

Федеральное агентство по образованию

Санкт-Петербургский государственный архитектурно-строительный университет

Кафедра химии

ХИМИЯ

Сборникзадач иупражнений

Санкт-Петербург

2008

1

УДК 541 (075)

Рецензенты:

д-р хим. наук, проф. Ю. С. Тверьянович (Санкт-Петербургский государственныйуниверситет);

канд. хим. наук, доц. Г. Н. Портнов (Балтийский государственный технический университет «Военмех»)

Химия. Сборник задач и упражнений: учеб. пособие для студентов технических вузов строительного профиля / Р. А. Абакумова, Л. И. Акимов, Н. А. Андреева, М. Д. Бальмаков, И. В. Гончарова, В. В. Инчик, А. М. Миронов, Д. А. Миронов, А. И. Павлов, О. Л. Сувернева, А. В. Ухина, О. М. Халина; подред. Л. И. Акимова. – СПб.: СПбГАСУ, 2008. – 268 с.

ISBN 978-5-9227-0136-5

Учебноепособиесоставленовсоответствииспрограммойкурсахимиидля студентов строительных и смежных с ними специальностей технических вузов

иохватывает основные разделы химии, изучаемые студентами на практических

илабораторных занятиях.

Каждый раздел сборника, кроме задач и упражнений, включает краткое теоретическоевведениеипримерысдетальнымразборомрешенийтиповыхзадач.

Табл. 26. Ил. 19. Библиогр.: 8 назв.

Рекомендовано Редакционно-издательским советом СПбГАСУ в качестве учебного пособия

ISBN 978-5-9227-0136-5

Коллектив авторов, 2008

 

Санкт-Петербургский государственный

 

архитектурно-строительныйуниверситет, 2008

Предисловие

Сборник задач и упражнений соответствует программе курса химии для строительных вузов и предназначен для студентов строительных и смежных с ними специальностей.

Цель учебного пособия – организовать самостоятельную работу студентовпоизучениюосновобщейхимии, приобретениюнавыкованализа и систематизации изучаемого материала.

Сборник состоит из 22 разделов, включающих основные вопросы курса химии, изучаемые студентами на практических и лабораторных занятиях.

Каждому разделу предшествует вводная часть, в которой кратко излагаются теоретические вопросы, методика решения задач и выполнения упражнений. Для проверки уровня усвоения соответствующего теоретического материала в конце каждого раздела приведены задачи и упражнения. Учебное пособие также содержит обширный справочный материал, необходимый для решения задач.

Особое внимание уделено вопросам строительной химии: химии вяжущих веществ, строительной керамике, условиям их эксплуатации.

Решениезадачпохимииспособствуетприобретениюнавыковприменения основ химии для объяснения свойств веществ, предсказания направления химического процесса и выбора оптимальных условий его проведения.

Учебное пособие разработано авторским коллективом преподавателейкафедры химии Санкт-Петербургского государственного архитек- турно-строительногоуниверситета. Соответствующиеразделыподготовили: канд. хим. наук, ст. препод. Р. А. Абакумова (разд. 8, 13), канд. техн. наук, проф. Л. И. Акимов (разд. 9, 10), канд. техн. наук, доц. Н. А. Андреева(разд. 4, 5), д-рхим. наук, проф. М. Д. Бальмаков(разд. 3, 16), канд. техн. наук, доц. И. В. Гончарова (разд. 1, 15), д-р техн. наук, проф. В. В. Инчик (разд. 20), канд. техн. наук, доц. А. М. Миронов (разд. 7, 14), канд. техн. наук, ассист. Д. А. Миронов (разд. 17), канд. хим. наук, доц. А. И. Павлов (разд. 2, 19), канд. хим. наук, доц. О. Л. Сувернева (разд. 6, 12), канд. хим. наук, доц. А.В. Ухина (разд. 21, 22), канд. техн. наук, доц. О. М. Халина (разд. 11, 18).

2

3

Раздел 1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Неорганическиесоединенияклассифицируютсякакпосоставу, так ипосвойствам(функциональнымпризнакам). Посоставуониподразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения, по функциональным признакам – на классы в зависимости от характерныхфункций, выполняемыхимивхимическихреакциях. Выделяютследующие основные классы: оксиды, кислоты, основания (как частный случай гидроксидов, т. е. соединений содержащих группу OH-) и соли.

Оксиды – это соединения элементов с кислородом, в которых последнийявляетсяболееэлектроотрицательнымэлементом, аименнопроявляет степень окисления –2. Общая формула оксидов ЭхОy 1.

По современнойноменклатуреназвания этого классастроятся следующимобразом: к слову«оксид» добавляетсяназваниеэлементас указанием его валентности, если она непостоянная. Например, МgO – оксид магния; СО – оксид углерода (II), СО2 – оксид углерода (IV).

Дляверногонаписанияформулоксидоввалентностиэлементаприписывают знак + и, используя принцип электронейтральности, состав-

ляют формулу Э2 nOn 2 . Число атомов элемента и кислорода подбирает-

сятак, чтобымодулиихпроизведенийнасоответствующиезарядыбыли равны. Если n – четное число (2, 4, …), то число атомов следует сократить до наименьших целых чисел. Таким образом, в зависимости от валентности элементов, которая может изменяться от 1 до 8, формулы оксидов имеют следующий вид:

Э21О 2 Э 2О 2 Э2 3О3 2 Э 4О2 2

Э2 5О5 2 Э 6О3 2 Э2 7О7 2 Э 8О4 2

Следуя этому же принципу, по формуле оксида можно определить валентности элемента. Например, в соединении CrO3 хром имеетвалентность 6, а в Cl2O7 хлор семивалентен.

Графическиеформулыоксидовпоказываютколичествосвязеймежду элементами. С учетом того, что атом кислорода двухвалентен и каждаявалентностьусловноизображаетсячерточкой(валентнымштрихом), графические формулы некоторых оксидов имеют следующий вид:

1 Соединение O 2 F2 1 не является оксидом фтора, а является фторидом кислорода, поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород.

Э – О – Э Э = О О = Э – О – Э = О О = Э = О Такие оксиды принято называть нормальными. Как видно из гра-

фических формул, в молекулах нормальных оксидов атомы кислорода связаны с атомами электроположительного элемента и не связаны, как и последние, друг с другом. Кроме нормальных оксидов, являющихся однимизосновныхклассовнеорганическихсоединений, существуетотносительнонемногочисленнаягруппа соединений элементовс кислородом, которая содержит структурную группировку атомов кислорода

– О – O –, характерную для пероксида водорода Н2О2, ее солей и производных, например,

H – О – O – H Na – О – O – Na

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последнихдовольномало(CO, NO, N2O), онинеобразуютсолейнискислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные (их гидраты – основания), кислотные (их гидраты – кислоты), амфотерные (их гидраты проявляют свойства как кислот, так и оснований).

Основными называются оксиды, способные к солеобразованию с кислотными оксидами или кислотами:

CaO CO2

CaCO3

CaO 2HCl

CaCl2 H2О

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочнозе-

мельных металлов, а также других металлов с валентностью I, II, III. Основные оксиды образуют гидратные формы, имеющие характер оснований; последниеобразуютсялибопринепосредственномвзаимодействии с водой, либо косвенным путем.

Кислотными называются оксиды, способные к солеобразованию с основными оксидами или основаниями:

SO3 Na2O

Na2SO4

SO3 2NaOH

Na2SO4 H2O

Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl2O, CO2, N2O5 и др.),

атакжеметаллысвалентностьюV, VI, VII (V2O5, CrO3, Mn2O7 ). Кислот-

ные оксиды образуют гидратные формы, которые имеют характер кис-

лот и могут быть получены при непосредственном взаимодействии с водой либо косвенным путем.

Гидратные формы (в данном случае кислоты) при обезвоживании вновь образуют исходные оксиды, которые рассматриваются как ангидриды кислот:

4

5

H2SO4

H2O SO3

2H3PO4

3H2O P2O5

Амфотерные оксиды и их гидратные формы, т. е. амфотерные гид-

роксиды, являются соединениями двойной функции. Особенностью их химического поведения является способность к солеобразованию как с кислотными оксидами и кислотами, так и основными оксидами и основаниями:

1)

ZnO SO3

ZnSO4

 

2)

ZnO H2SO4

ZnSO4 H2O

ZnO Na2O

 

Na2ZnO2

 

 

ZnO 2NaOH

Na2ZnO2

H2O

В первом случае оксид цинка ведет себя как основной оксид, во втором – как кислотный. Аналогичным образом ведут себя BeO, Al2O3, Cr2O3, SnO, PbO, MnO2 и др.

Оксиды можно получить следующими способами:

ξнепосредственным взаимодействием простого вещества

скислородом:

2Mg O2 2MgO

 

4P + 5О2

= 2Р2О5

ξ разложением сложных веществ:

tθ ο CaO CO

Cu(OH)

tθ ο CuO H

O

CaCO

2

2

 

3

2

Кислоты – вещества, при электролитической диссоциации кото-

рых катионами могут быть только положительно заряженные ионы водорода H+. Анионы, образующиеся при диссоциации кислоты, принято называть кислотным остатком; он может состоять из одного элемента (Cl, S–2) илиустойчивой группыатомовразныхэлементов(SO4–2, SiO3–2, CN, SCN). Принаписанииформулкислот, согласнопринципуэлектронейтральности, число катионов водорода равно заряду кислотного остатка.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации молекулы кислоты: HCl – одноосновнаякислота, H2SO4 – двухосновная, H3PO4 – трехосновная. Многоосновные кислоты (содержащие два и более ионов водорода) в химических реакциях могут отделять не максимально возможное число H+ а меньшее, то есть проявлять низшие основности.

Кислотыможноразделитьнабескислородные(HCl, HBr, HCN, H2S) и кислородосодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4).

Название кислоты производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента или группы эле-

ментов, например CN-циан, образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HCN – циановодород, HF – фтороводород, H2S – сероводород.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окислениякислотообразующегоэлемента. Еслионамаксимальновозможная (высокая) и равна номеру группы нахождения элемента в периодической системе Д. И. Менделеева, то к названию элемента добавляют суффиксы -н, -ов, или -ев и окончание -ая. Например, HNO3 – азот-н-ая; H2CrO4 – хром-ов-ая; H2SiO3 – кремни-ев-ая. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в такой последовательности: -оват(ая), -ист(ая), -оватист(ая). Например, HClO3 – хлорноватая; HClO2 – хлористая; HOCl – хлорноватистаякислоты. Еслиэлементобразуеткислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс -ист(ая). Например, HNO2 – азот-ист-ая кислота; H2SO3 – серн-ист-ая.

Некоторые кислоты, в зависимости от содержания молекул воды, могут находиться в метаили ортоформах. Метагидраты содержат наименьшее количество водных остатков. Обычно они образуются из ортогидратовпослепотериимиоднойилинесколькихмолекул воды. Например, H3PO4 – ортофосфорная кислота; HPO3 (H3PO4 – H2O) – метафосфорная.

Кислородосодержащие кислоты могут быть получены при непос-

редственном взаимодействии кислотных оксидов с водой либо косвен-

ным путем. Такие оксиды, как SO2, N2O3, P2O5 и др., образуют кислоты

при прямом взаимодействии с водой:

 

SO2

H2O H2SO3

SO3 H2O H2SO4

N2O3

H2O 2HNO2

P2O5 3H2O 2H3PO4

При разложении кислот вновь образуются исходные оксиды, которые поэтому рассматривают как ангидриды кислот.

В ряде случаев кислотные оксиды практически не реагируют с водой (например, SiO2) или реагируют весьма незначительно (например, WO3). Гидратные формы этих оксидов образуются косвенным путем, т. е. сначала их переводят в соли путем взаимодействия со щелочами:

SiO2

2NaOH

Na2SiO3

H2O

WO3

2NaOH

Na2WO4

H2O,

а полученные соли разлагают растворами более сильных кислот:

Na2SiO3 2HCl

2NaCl H2SiO3

6

7

Na2WO4 H2SO4 Na2SO4 H2WO4

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами:

H2SO4 Mg(OH)2

MgSO4 2H2O

H2SO4 MgO

MgSO4 H2O

При взаимодействии кислот с солямимогут образовываться новые

сольи кислота. Реакцииэтого типа идут приусловии образованиямалорастворимых, летучихилималодиссоциирующих(слабыхэлектролитов) продуктов реакции:

2HCl Na2S

2NaCl νH2S

H2SO4 BaCl2

πBaSO4 2HCl

HBr NaCH3COO

NaBr CH3COOH

Основания – вещества, при электролитической диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы OH. Гидроксиды щелочных металлов называют щелочами.

Кислотность основания определяется числом ионов OH, образующихся при диссоциации гидроксида. Максимальная кислотность соответствует электронейтральному состоянию: Ca(OH)2 – двухкислотное, Fe(OH)3 – трехкислотное. Многокислотные основания в химических реакциях могут проявлять все низшие кислотности.

Названия оснований образуются из слова «гидроксид» и названия соответствующего металла или иона аммония (NH4+) с указанием его валентности, еслионапеременная. Например, Ca(OH)2 – гидроксидкальция, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), NH4OH – гидроксид аммония.

Сильные основания(гидроксидыщелочныхметаллов и некоторых щелочноземельных) образуютсяпринепосредственномвзаимодействии оксидов с водой. В подавляющем большинстве случаев гидратные формы, имеющие характер оснований, получаются из оксидов косвенным путем. Примером могут служить гидроксид меди – Cu(OH)2, гидроксид висмута – Bi(OH)3 и многие другие. Для их получения надо прибегнуть к предварительному превращению данного оксида в соль, например,

CuO H2SO4

CuSO4 H2O

Bi2O3 3H2SO4

Bi2(SO4)3 3H2O

а затем действовать на полученнуюсоль щелочью, в результате чего образуется малорастворимый гидроксид металла:

CuSO4 2NaOH πCu(OH)2 Na2SO4

Bi2(SO4)3 6KOH π2Bi(OH)3 3K2SO4

Основания реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

2NaOH SO3

Na2SO4 H2O

2NaOH H2SO4

Na2SO4 2H2O

Основания являются частным случаем соединений с общим названием «гидроксиды».

Гидроксиды – вещества, содержащие группу OH, получаются соединением оксидов с водой. В зависимости от того, какой ион (H+ или OH) образуется при электролитической диссоциации, гидроксиды бывают трехвидов: основные(основания), кислотные(кислородосодержащие кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, такикислотныесвойства. Книмотносятся, например, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3 и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид

амфотерен. Например, гидроксидалюминияAl(OH)3 привзаимодействии

сощелочьюведетсебякаккислотаH3AlO3 (ортоалюминиевая) илиHAlO2

(метаалюминиевая):

 

Al(OH)3 3HCl

AlCl3 3H2O

Al(OH)3 3NaOH

Na3AlO3 3H2O

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония NH4+) и анионы кислотных остатков. Соли рассматривают как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильныхгруппвмолекулеоснованиякислотнымиостатками. Взависимости от этого соли делятся на средние, кислые и основные.

Средние соли – продукты полного замещения, состоящие только из катионов металлов или NH4+ и анионов кислотных остатков.

Чтобы правильнонаписать формулукакой-либо соли, следует учитыватьвеличинызарядовкатионаианиона. Числокаждогоионадолжно быть таким, чтобы алгебраическаясумма зарядов была равна нулю, т. е. соединениебылоэлектронейтральным. Например, сульфатхромасостоит из ионов Cr3+ и SO4–2, имеет состав Cr2(SO4)3, а ортофосфат кальция, состоящий из ионов Ca2+ и PO4–3, – Ca3(PO4)2.

Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже (хлорид на-

8

9

трия, карбонаткальцияит. п.). Еслистепеньокислениякатионаметалла переменная, ее указывают римскими цифрами в скобках (сульфат желе-

за (II) – FeSO4, сульфат железа (III) – Fe2(SO4)3.

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения ионов водородамногоосновныхкислоткатионамиметаллов. Ихобразуюттолько многоосновные кислоты. Признак кислой соли – наличие в составе незамещенных H+. Для верного написания формул кислых солей следует рассчитать заряд аниона с учетом незамещенных ионов H+ (HCO3, HPO4–2, H2PO4). Число ионов подбирается так, чтобы соединение было электронейтральным. Например, формула кислой соли из ионов Cr3+ и HPO4–2 имеет состав Cr2(HPO4)3.

Названиякислыхсолейобразуютсядобавлениемк названиюаниона (кислого остатка) приставки гидроили дигидро-, если не замещены два иона H+, что возможно только длятрехосновных кислот: Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция, Al2(HPO4)3 – гидроортофосфат алюминия, Al(H2PO4)3 – дигидроортофосфат алюминия.

Основные соли (гидроксосоли) по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Ихобразуюттолькомногокислотныеоснования. Признакгидроксосоли– наличие в составе незамещенных OH. Для верного написания формул основных солей следует рассчитать заряд катиона с учетом незамещенных групп OH(CaOH+, Al(OH)2+). Далее число ионов, как для средних и кислыхсолей, подбирается так, чтобы соединение былоэлектронейтральным. Например, составитьформулугидроксосолиизионовAl(OH)2+

и SO4–2: (Al(OH)2)2SO4.

Названия основныхсолейобразуютсядобавлениемкназванию катиона металла приставкигидроксоили дигидроксо-, если не замещены две гидроксогруппы, что возможно только для трехкислотных основа-

ний: (CuOH)2CO3 – карбонат гидроксомеди; AlOHSO4

– сульфат гидро-

ксоалюминия, (Al(OH)2)2SO4 – сульфат дигидроксоалюминия.

Средние соли получают следующими способами:

1)

металл + неметалл:

2NaCl

 

2)

2Na Cl2

 

металл + кислота:

MgCl2 H2

 

3)

Mg 2HCl

 

металл + соль:

Cu ZnSO4

 

 

Zn CuSO4

 

4)

основной оксид + кислотный оксид:

 

5)

CaO CO2

CaCO3

 

основание + кислота:

 

 

 

 

 

6)

Zn(OH)2 2HNO3

Zn(NO3)2 2H2O

соль + соль:

 

 

 

 

 

7)

Pb(NO3)2 Na2SO4

πPbSO4 2NaNO3

основной оксид + кислота:

 

 

8)

CuO H2SO4

CuSO4 H2O

кислотный оксид + основание:

 

9)

P2O5 6NaOH

 

2Na3PO4 3H2O

щелочь + соль:

 

 

 

 

 

 

Ba(OH) K CO

 

πBaCO 2KOH

10) кислота + соль: 2

2

3

 

3

 

 

H2SO4 BaCl2

 

πBaSO4 2HCl

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

1)

основание + кислота (избыток):

 

 

NaOH H3PO4

NaH2PO4

H2O

2)

2NaOH H3PO4

Na2HPO4

2H2O

средняя соль + кислота (избыток):

 

 

Na3PO4 2H3PO4

3NaH2PO4

 

2Na3PO4

H3PO4

3Na2HPO4

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

1)

кислота + основание (избыток):

 

 

Al(OH)3

2HCl

AlOHCl2 2H2O

2)

Al(OH)3

HCl Al(OH)2Cl H2O

средняя соль + щелочь:

 

 

 

 

 

AlCl3 NaOH

 

AlOHCl2 NaCl

 

AlCl3 2NaOH

 

Al(OH)2Cl 2NaCl

Превращение кислых и основныхсолейвсредние происходит сле-

дующими способами:

 

 

 

 

 

1)

кислая соль + щелочь:

 

 

 

 

 

NaHSO3 NaOH

Na2SO3 H2O

2)

Ca(H2PO4)2 2Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 4H2O

основная соль + кислота:

 

 

 

 

 

(CuOH)2SO4 H2SO4

2CuSO4 2H2O

Следует подчеркнуть, что все три типа солей: средние, гидросоли игидроксосоли– могутбытьполучены, какпоказановыше, привзаимо-

1 0

1 1

действии кислоты и основания, поэтому при взаимодействии одних и тех же кислоты и основания в разных соотношениях могут получаться

различныесоли. Например, привзаимодействииAl(OH)3 и H3PO4 может

быть получено пять видов солей:

 

1) Al(OH)3 H3PO4

AlPO4 3H2O – ортофосфат алюминия

2) 2Al(OH)3 3H3PO4

Al2(HPO4)3 6H2O – гидроортофосфат

алюминия

 

 

 

3) Al(OH)3 3H3PO4

 

Al(H2PO4)3 3H2O – дигидроортофосфат

алюминия

 

 

 

4) 3Al(OH)3 2H3PO4

(AlOH)3(PO4)2

6H2O – ортофосфат

гидроксоалюминия

 

 

 

5) 3Al(OH)3 H3PO4

(Al(OH)2)3PO4

3H2O – ортофосфат

дигидроксоалюминия.

 

 

 

Действуя избытком кислоты на гидроксо (основную) соль, можно

вряде случаев превратить ее в кислую, равно как при действии основания на кислую соль создаются благоприятные условия для образования основной соли. Можно представить себе, что эти реакции протекают

вдве стадии, из которых первая представляет собой реакцию образования средней соли при взаимодействии гидроксосоли с кислотами или соответственно при взаимодействии кислой соли с основанием. Во второй стадии происходит дальнейшее превращение средней соли в кислую или основную. Реакция протекает по схеме

(ZnOH)3PO4 5H3PO4

3Zn(H2PO4)2 3H2O

или

 

Zn(H2PO4)2 5Zn(OH)2

2(ZnOH)3PO4 4H2O

Представление о возможности существования солей различных типов и их взаимных переходов необходимо при изучении электролитическойдиссоциации, обменных процессов, гидролиза, используемых на практике при характеристике природных и сточных вод.

Приизучениистроительных материаловследуетучитывать, что их химический состав в значительной степени определяется составом метосферы– внешнейтвердойоболочкиЗемли. Содержаниенаиболеераспространенных элементов в метосфере на глубине до 16 км по данным усредненного химического анализа (в % мас.) составляет: O – 47,20; Si – 27,60; Al – 8,30; Fe – 5,10; Ca – 3,60; Na – 2,64; K – 2,60; Mg – 2,10; Ti – 0,60; H – 0,15; C – 0,10 (сумма99,99). Надолюостальныхэлементов приходится 0,01 % мас.

После кислорода кремний является наиболее распространенным элементом в земной коре и входит в состав более 400 минералов. Он играет в царстве минералов и горных пород столь же важную роль, как углерод в животном и растительном мире. В природе кремний встречается только в соединениях. Прежде всего, это оксид кремния (кремнезем), или ангидрид кремниевой кислоты – SiO2, а также соли кремниевой кислоты (силикаты). Наиболее распространены в земной коре алюмосиликаты, т. е. силикаты, в состав которых входит алюминий. Земная кора главным образом состоит из силикатов: кварцевого песка, глин, полевых шпатов, пегматитов, гранита и др., а также вырабатываемых из них материалов: керамики, стекла, цемента.

Силикаты, какидругиесоликислородосодержащихкислот, можно рассматриватькаксоединениякислотногооксидасосновным(илидаже с двумя основными оксидами, если это двойная соль), поэтому состав силикатов часто представляют в виде соединенных между собой точками оксида кремния и всех остальных оксидов, образующих силикат. Например, Na2O SiO2 – метасиликат натрия, CaO 3MgO 4SiO2 – асбест. Этотспособприменялсяранеексолямкислородосодержащихкислот. Так, для сульфата натрия можно использовать формулу Na2O SO3.

Природные материалы, как правило, – полиминеральные композиции. В технологической практике производства строительных материаловхимическийсостависходногосырьяпредставляюткаксовокупность основных и кислотных оксидов в массовых процентах, а именно указывается содержание следующих оксидов: SiO2, Al2O3, TiO2, Fe2O3, MgO, CaO, K2O и Na2O.

Меньшее значение в технологии строительных материалов имеют несиликаты. Среди них особого внимания заслуживают бораты (соли метаиортоборнойкислотыHBO2 и H3BO3), атакжесолиугольнойкислоты, особенно CaCO3 и MgCO3.

ЗАДАЧИ

1.1.Какие из приведенных оксидов СО2, CaO, Fe2O3, SiO2, Al2O3 способны к солеобразованию с кислотами? Написать уравнения их взаимодействия с азотной кислотой.

1.2.Какие из приведенных оксидов N2O3, MgO, SO2, P2O5, CO2 способны к солеобразованию с основаниями? Написать уравнения их взаимодействия с гидроксидом кальция.

1 2

1 3

1.3.Написать уравнения реакций, доказывающих амфотерные свойства ZnO, Cr2O3, BeO.

1.4.Вычислить валентность элемента, образующего кислоты HAsO2, H2CrO4, H4SiO4, HClO4, H3BO3. Написатьуравненияихразложения

собразованием воды и оксида.

1.5.Написать уравнения реакций, доказывающих основный характер оксида железа (II); оксида железа (III); оксида натрия; оксида магния.

1.6.Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный характероксидасеры(VI); оксидасеры(IV); оксидафосфора(III); оксида фосфора (V).

1.7.Написать уравнения реакций, доказывающих амфотерный характер оксида цинка; оксида алюминия.

1.8.Написать формулы кислотных оксидов, являющихся ангидридами следующих кислот: HNO2, HClO3, H2SO3, H3AsO3, HClO4.

1.9.Закончить следующие уравнения реакций:

а) SO3 Al(OH)3 ο

б) NaOH Al(OH)3 ο

в) Zn(OH)2 H2SO4 ο

г) Zn(OH)2 NaOH ο

1.10. Написать уравнения реакций образования солей Na2SO4, Ca3(PO4)2 как результат взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты.

1.11. Написать уравнения реакций превращения следующих кислых солей в средние (нормальные) соли при действии на них гидроксидов тех же металлов: а) дигидроортофосфата кальция; б) дигидроортофосфата хрома (III); в) гидрокарбоната магния.

1.12. Написать уравнения реакций превращения следующих гидроксосолейвсредние(нормальные) солипридействиинаниходноименных кислот: а) хлорида гидроксомагния; б) сульфата гидроксоалюминия.

1.13. Закончить следующие уравнения реакций:

а) ZnOHCl + HCl ο

б) Fe(OH)2Cl + HCl ο

в) (Al(OH)2)2SO4 H2SO4

ο

1.14. Написатьуравненияпревращениясреднихсолейвкислыепри

действии на них одноименной кислоты:

а) Na2CO3 ο NaHCO3

б) CaSO3 ο Ca(HSO3)2

в) Al2(SO4)3 ο Al(HSO4)3

 

1.15. Написать уравнения превращения средних солей в гидроксосоли при действии на них одноименных оснований:

а) Mg(ClO4)2 ο MgOHClO4 б) AlCl3 ο AlOHCl2 в) Fe2(SO4)3 ο FeOHSO4

1.16. КакиесолимогутобразовыватьсяпривзаимодействииAl(OH)3 и HCl, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.17. Какие соли могут образовываться при взаимодействии H3PO4 и NaOH, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.18. КакиесолимогутобразовыватьсяпривзаимодействииFe(OH)3 и H2SO4, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.19. КакиесолимогутобразовыватьсяпривзаимодействииCa(OH)2 и H3PO4, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.20. КакиесолимогутобразовыватьсяпривзаимодействииAl(OH)3 и H2SеO3, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.21. КакиесолимогутобразовыватьсяпривзаимодействииZn(OH)2 и H2SO4, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.22. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Mg(OH)2 и H2SO4, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.23. Каустический магнезит (MgO) затворяют не водой, как другие вяжущие, а растворомхлорида магния. В результатеобразуется хлорид гидроксомагния. Написать уравнения соответствующих реакций.

1.24. Написать уравнения реакций превращения следующих кислых солей в средние (нормальные) соли при действии на них гидроксидов тех же металлов: а) гидроортофосфата кальция; б) гидросульфата железа (III); в) гидросульфида кальция.

1.25. Написать уравнения реакций образования солей K3BO3, Al2(SO4)3 как результат взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов; б) основания и кислотного оксида; в) основного оксида и кислоты.

1 4

1 5

1.26.Карбонатная жесткость природных вод обусловлена присутствием в ней гидрокарбоната кальция или магния. Повышенная жесткость воды наблюдается в районах залегания карбонатных пород. Почему? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.27.На горную породу, содержащую известняк, воздействовали сильной кислотой (например, HCl), при этом наблюдалось выделение углекислого газа (оксида углерода (IV)). О чем это говорит? Написать уравнение реакции.

1.28.Написать уравнения реакций превращения следующих гидроксосолейвсредние(нормальные) солипридействиинаниходноименных кислот: а) сульфата дигидроксоалюминия; б) метасиликата гидроксоалюминия.

1.29.Написатьуравненияпревращениясреднихсолейвкислыепри действии на них одноименной кислоты:

а) Ca3(PO4)2 o CaHPO4

б) AlPO4 oAl2(HPO4)3

в) Cr2(SO4)3

o Cr(HSO4)3

 

1.30. Написатьуравнения превращения средних солейвгидроксо-

соли при действии на них одноименных оснований:

а) Al(NO3)3

oAl(OH)2NO3

б) Zn3(PO4)2 o (ZnOH)3PO4

в) Fe2(SO4)3

o FeOHSO4

 

Раздел 2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. ЭКВИВАЛЕНТ ВЕЩЕСТВА, ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

При изучении данной темы студент должен усвоить такие понятия химии, как вещество, атом, молекула, химический элемент, относительнаяатомная масса иотносительная молекулярная масса, мольвещества, эквивалент вещества. Необходимо знать основные положения атомномолекулярного учения, понимать сущность основных законов химии: закона сохранения массы и энергии, закона постоянства состава, закона Авогадро, закона эквивалентовидругих– иуметьпользоватьсяимипри проведении расчетов, связанных с химическими реакциями, технологическими процессами.

Количествовеществавхимии, независимоотформыегосуществования или проявления, определяется такой единицей, как моль.

Моль – это количество вещества, содержащего столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.

Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества (постоянная Авогадро), определено с большой точностью:

NА = 6,02 1023 моль –1.

Масса 1 моля вещества (мольная масса), выраженная в граммах, численноравнаотносительноймолекулярноймассеэтоговещества. Так, относительная молекулярная масса свободного хлора Сl2 равна 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масса атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как1 моль молекулхлора Сl2 содержит 2 моляатомов хлора.

Пример 1. Выразить в граммах массу одной молекулы СО2. Решение. МолекулярнаямассаСО2 равна44,0. Следовательно, моль-

ная масса СО2 равна 44,0 г/моль. В 1 моле СО2 содержится 6,02 1023 молекул. Отсюда находим массу одной молекулы:

m

44,0

7,31 10 23

г.

6,02

 

1023

 

 

 

1 6

1 7

Согласно закону Авогадро в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число частиц. То есть одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. Вместе с тем 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях (0 °С, давление 101,3 кПа) равен 22,4 л.

Эквивалентомвещества(Э) называетсятакое егоколичество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Другое название этой величины – количество вещества эквивалента.

Масса1 эквивалентавеществаназываетсяегоэквивалентноймассой (mэ) и выражается в г/моль.

Объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества, называется эквивалентным объемом этого вещества (Vэ) и выражается в л/моль. Мольный объем любого газа при н. у. равен 22,4 л. Отсюда, например, эквивалентный объем водорода Vэ (H2), молекула которого состоит из двух атомов, т. е. содержит два моля атомов водорода, равен

22,4 : 2 = 11,2 л/моль.

Эквивалент элементане являетсяпостоянной величиной, азависит от валентности элемента в том или ином соединении.

Теоретически эквивалентная масса элемента рассчитывается по формуле

mэ

A

(2.1)

B

 

 

где А – атомная масса элемента; В – валентность элемента.

Для сложных веществ теоретически эквивалентная масса может быть рассчитана по следующим формулам:

m

экислоты

 

Мкислоты

 

(2.2)

 

основностькислоты

 

 

 

m

 

 

Моснования

(2.3)

 

кислотностьоснования

эоснования

 

mэоксида(соли)

Моксида(соли)

(2.4)

числоатомов элемента валентностьэлемента

где М – мольная масса вещества.

Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам), т. е.

 

 

 

 

 

m1

 

mэ1

(2.5)

или

V1

Vэ1

(2.6)

 

 

 

 

 

m

2

 

m

э2

 

V

 

V

э2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2

 

 

 

Пример 2. Элемент образует гидрид с массовой долей водорода

8,87 %. Вычислить эквивалентную массу элемента.

 

 

 

Решение. Массовая доля элемента в гидриде

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ζ(эл)

100 – 8,87 91,13 %.

 

 

 

 

Согласно закону эквивалентов

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

mэл

 

mээл

, отсюда

mээл

mэл mэн

91,3 1

10,3 г/моль.

 

m

 

m

 

m

 

8,87

 

 

 

н

 

эн

 

 

 

 

 

 

 

 

н

 

 

 

 

 

 

 

 

Пример3. Рассчитать массуметалла, эквивалентнаямассакоторого – 12,16 г/моль – взаимодействует с 310 мл кислорода (н. у.).

Решение. Так как мольная масса О2 (32 г/моль) при н. у. занимает объем 22,4 л, то объем эквивалентной массы кислорода (mэ о = А00 = = 16/2 = 8 г/моль) будет22,4 /4 = 5,6 л= 5600 мл. Позаконуэквивалентов

 

m

Ме

VO

2

, отсюда

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

mэМе VэO2

 

m Ме mэМе

VO2

 

 

12,16 310

 

0,673 г.

V

 

 

 

5600

 

 

 

 

 

эO2

 

 

 

 

 

Пример 4. На нейтрализацию кислоты массой 2,18 г израсходовано КОН массой 2,49 г. Найти эквивалентную массу кислоты.

Решение.

mэKOH

МKOH

56

56 г/моль.

кислотность

 

1

 

1 8

1 9

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]