ИАЗ

21

б) CO2+Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O – реакция ионного обмена, реакция идет в направлении образования труднорастворимого вещества

CaCO3

в) 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O – реакция обмена (нейтрализации), идет с образованием малодиссоциирующих молекул воды.

ПРИМЕР 6. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → FeCl3 → Fe. Укажите, к какому типу реакций относятся эти взаимодействия.

ОТВЕТ: При составлении уравнений реакций превращения необходимо опираться на свойства характерные для классов неорганических соединений.

1.Гидроксид железа (II) образуется при взаимодействии нитрат железа (II) с растворимым основанием, например, с гидроксидом натрия:

Fe(NO3)2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaNO3.

2.Fe(OH)3 образуется при окислении Fe(OH)2 кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3.

3.При прокаливании гидроксида железа (III) происходит его разложение на оксид железа (III) и воду:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3Н2О.

4.Хлорид железа (III) можно получить, действуя на оксид железа (III) кислотой, например, соляной:

Fe2O3 + 6НCl = 2FeCl3 + 3Н2О.

5. Металлическое железо можно получить, действуя на раствор хлорида железа (III) более активным металлом, например, алюминием:

FeCl3 + Al = AlCl3 + Fe.

6.ОСНОВНЫЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

Влюбых процессах всегда имеет место изменение энергии, а значит и изменение массы.

m = Ес2,

где m- масса, с – скорость света в вакууме. С = 3 108 м сек.

22

В химических реакциях Е невелико (сотни кДж), а m- очень мало и ей можно пренебречь. Поэтому в химических реакциях, как и во всех природных явлениях и процессах выполняется:

1). Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Следует оговориться, что в ядерных процессах, где происходит расщепление атомных ядер, и в энергетике, где Е составляет млн. и млрд. кДж и m большое (ей нельзя пренебречь), закон сохранения массы не срабатывает.

На законе сохранения массы основаны изучение реакций между отдельными веществами и количественный химический анализ, без которого нельзя изучать состав сложных веществ.

2). Закон постоянства состава: всякое чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Этот закон выполняется для газообразных и жидких веществ, но многие кристаллические вещества сохраняют свою структуру при переменном составе.

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях.

Единицей количества вещества является моль.

Моль - количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, ионов, молекул и т.д.), сколько содержится атомов в 12,0 г изотопа углерода 12С.

Масса одного моля вещества называется молярной массой и имеет единицу измерения г/моль.

Число молей вещества (ν) равно отношению массы вещества

(m) к его молярной массе (М).

ν = m/M

ПРИМЕР 7. Определите массу 5 моль оксида углерода (IV).

РЕШЕНИЕ: Определяем молярную массу СО2:

М (СО2) = Ar(C)·N(C) + Ar(O) ·N(O),

24

где Мr1 – молекулярная масса газа (1); Мr2 – молекулярная масса газа (2);

d – относительная плотность газа (1) по газу (2).

При этом под плотностью понимают отношение массы определенного объема данного газа к массе такого же объема другого газа, молярная масса которого известна.

d = m2 m1 или d = Mr2 Mr1,

где m2 , m1 – массы газов, занимающих одинаковые объёмы при одинаковых условиях

Mr2 Mr1 – молекулярные массы газов.

ПРИМЕР 10. Определить молекулярную массу газа, если её плотность по водороду равна 16.

РЕШЕНИЕ: Мrгаза = dН2·МrН2 = 16·2 = 32.

ОТВЕТ: Мrгаза = 32.

4. В химических расчетах при необходимости осуществить переход от нормальных условий к реальным или обратно используется выражение объединенного газового закона:

P0 V0 P V

T0 T

где Pо, Vо, Tо – давление, объем и температура при н.у. (То = 273 К, Ро = 101,3 25кПа, Vо – вычисляют из формулы);

P, V, T – давление, объем и температура при соответствующих условиях.

Для любого газа количеством 1 моль величина P0 V0 одинако-

T0

ва. Она называется универсальной газовой постоянной R.

R= 8,314 Дж моль·К.

Так как P0 V0 R, то для 1 моля любого газа Р·V = R·T.

T0

25

ПРИМЕР 11. При температуре 230С и давлении103308 Па газ занимает объем 250 л. Вычислить, какой объем займет газ при нормальных условиях.

РЕШЕНИЕ: Подставим известные величины в формулу объединенного газового закона, предварительно выразив данную температуру по шкале Кельвина (273 + 23 = 296 К):

V = (103308·250·273)/(296·101325) = 235 л. ОТВЕТ: V = 235 л.

5. В условиях, отличных от нормальных условий, объем любого газа может быть рассчитан из уравнения Менделеева-Клапейрона:

Р·V = ν ·R·T или P V m R T ,

M

где m M = ν – число молей вещества.

ПРИМЕР 12. Масса 0,344 л газа при температуре 420С и давлении 102908 Па равна 0,866 г. Вычислить молярную массу газа.

РЕШЕНИЕ: Подставив в уравнение Менделеева-Клапейрона известные величины и выразив данную температуру по шкале Кельвина (42 + 273 = 315 К), получаем:

M m R T , М = (0,866·8,134·315)/(102908·0,344) = 64 г/моль.

P V

ОТВЕТ: М = 64 г/моль.

7.РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ

ИУРАВНЕНИЯМ

Формула химического соединения показывает, из каких элементов оно состоит и сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы соединения, а также соотношение между массами элементов, входящих в его состав.

ПРИМЕР 13. Вычислить массовую долю (%) элементов в молекуле Н2О.

РЕШЕНИЕ: Массовую долю (%) вычисляют по формуле:

Ar N 100%,

Mr

26

где Ar – относительная атомная масса элемента, N – количество атомов элемента в соединение,

Mr – относительная молекулярная масса соединения.

Молярная масса Н2О равна 1·2 + 16 = 18 г/моль. Из 18 грамм на долю кислорода приходится 16 грамм, а на долю водорода – 2 грамма. Следовательно, содержание кислорода составляет

16·100/18 = 88,9% и содержание водорода - 2·100/18 = 11,1%.

Химическое уравнение – это запись химической реакции при помощи химических формул и символов. Оно характеризует как качественную сторону реакции (состав исходных веществ и продуктов реакции), так и количественную сторону (количественные соотношения между массами исходных веществ и продуктов реакции).

В химических уравнениях, согласно закону сохранения массы, масса веществ, вступающих в химическую реакцию, должна быть равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. Для того, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково, для каждого вещества подбираются коэффициенты.

Например: 2HgO = 2Hg + O2

По уравнению химической реакции можно вычислить массу любого вещества, указанного в уравнении реакции, если известна масса одного из реагирующих веществ.

ПРИМЕР 14. Рассчитайте, сколько граммов цинка необходимо для реакции с раствором серной кислоты, содержащим 24,5 г

Н2SO4.

РЕШЕНИЕ: Из уравнения реакции Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 видно, что 1 моль цинка (М Zn=65,4 г/моль) реагирует с 1 моль Н2SO4 (Мн2so4=98 г/моль).

Отсюда, x = 65,4·24,5/98 = 16,35 г. ОТВЕТ: m(Zn) = 16,35 г.

27

Химическое уравнение позволяет также вычислять объемы газообразных веществ, участвующих в реакции.

ПРИМЕР 15. Вычислить, сколько литров водорода (н.у.) получится при растворении в избытке серной кислоты 3,27 г цинка.

РЕШЕНИЕ: Из уравнения Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 следует,

что 65,4 г Zn вытесняют из серной кислоты 2 г или 22,4 л водорода. Составим пропорцию: 65,4 г Zn ____ 22,4 л Н2

3,27 г Zn _____ x л Н2 Отсюда, x = 22,4·3,27/65,4 = 1,12 л

ОТВЕТ: V(Н2) = 1,12 л.

ПРИМЕР 16. Какая масса меди может быть получена при восстановлении водородом концентрата руды массой 225 г, содержащего оксид меди (II) и невосстанавливающиеся примеси, массовая доля которых равна 25%, если выход от теоретического составляет 87%?

РЕШЕНИЕ: 1. Находим массу чистого оксид меди (II):

(CuO) m(CuO) 100%, m(CuO) m(руды) (СuO), m(руды) 100%

где ω (СuO) – массовая доля чистого оксид меди (II),

ω (СuO) = 100% - ω (примесей), ω (СuO) = 100 – 25 = 75%. m (CuO) = 225·75/100 = 168,75 г.

2. Находим массу теоретически возможную массу меди. Из уравнения CuO + H2 = Cu + H2O следует, что при восстановлении 1 моль или 80 г CuO (М = 80 г/моль) образуется 1 моль или 64 г (М =

168,75 г CuO ___________ x г Cu. Отсюда, x = 168,75·64/80 = 135 г Cu.

3. Находим массу меди, полученную практически. mПРАКТ. (Cu) = mТЕОР.·ω(выход)/100%,

mПРАКТ. (Cu) = 135·87/100 = 117,45 г. ОТВЕТ: mПРАКТ. (Cu) = 117,45 г.

28

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ

1.Понятие о простых и сложных веществах.

2.Что показывает химическая формула соединения? Как вычислить процентное содержание элементов в соединениях?

3.Что такое ''степень окисления'' и ''валентность'' элемента?

4.Какие основные классы неорганических соединений вам известны?

5.Оксиды (понятие). Номенклатура. Составление формул оксидов. Характер оксидов. Химические свойства.

6.Основания (понятие). Кислотность оснований. Номенклатура. Составление формул. Химические свойства.

7.Кислоты (понятие). Кислородсодержащие и бескислородные кислоты. Номенклатура. Составление формул кислот. Химические свойства.

8.Соли (понятие). Соли: средние, кислые, основные. Номенклатура. Составление формул. Химические свойства.

9.Какова взаимосвязь между основными классами неорганических соединений?

10.Каковы основные типы химических реакций? На каком законе основано составление уравнений химических реакций?

11.Какие основные законы соблюдаются при протекании химических реакций?

12.Что является единицей количества вещества?

13.Какими параметрами характеризуется газовое состояние вещества?

14.Какие условия для газов считаются нормальными?

15.Какова формулировка закона Авогадро и следствий из не-

го?

16.Какую информацию можно извлечь из формулы химического соединения?

17.Что представляет собой химическое уравнение и какую информацию оно позволяет получить?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие. - М.: Интеграл-Пресс, 2008.

29

2.Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах и упражнениях: учебное пособие. – М.: Академия, 2006.

3.Кузьменко Н.Е., Ерёмин В.В. 2500 задач по химии с решениями для поступающих в вузы: учебное пособие. – М.: Экзамен, 2006.

4.Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 2009.

5.Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений: учебное пособие. - М.: Новая волна, 2007.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Задание 1 Укажите названия соединений, определите степени окисления элементов в соединениях.

30

Задание 2 Запишите формулы следующих соединений. К какому классу

они относятся (для оксидов укажите, какой оксид - кислотный, основной или амфотерный; для солей – средняя, кислая, основная)?

а) гидроксосульфат алюминия, хлороводородная кислота, гидроксид марганца (II), оксид кремния (IV)

б) гидроксид меди (II), кремниевая кислота, гидрокарбонат хрома

(III), оксид азота (I);

в) серная кислота, гидрокарбонат натрия, оксид марганца (VII);

г) гидроксохлорид магния, сернистая кислота, оксид хрома (II), гидроксид олова (II);

д) ортофосфорная кислота, перманганат калия, гидроксид никеля

(II), оксид серы (IV);

е) дигидроортофосфат натрия, оксид цинка (II), азотистая кислота, гидроксид свинца (II);

ж) угольная кислота, гидрокарбонат меди (II), оксид марганца (III), гидроксид серебра;

з) гидросульфид калия, гидроксид натрия, оксид олова (IV), бромоводородная кислота; и) фтороводородная кислота, оксид магния, гидроксонитрат каль-

ция, гидроксид аммония; к) дигидроксокарбонат алюминия, сероводородная кислота, оксид

марганца (II), гидроксид лития;

л) дигидроксохлорид железа (III), гидроксид хрома (III), оксид натрия, хлорная кислота; м) гидроксид алюминия, борная кислота, дигидроортофосфат бария, оксид азота (IV);

н) гидроксид олова (II), оксид бария, гидросиликат калия, сернистая кислота;

о) гидроксокарбонат меди, серная кислота, гидроксид железа (III), оксид марганца (VII);

п) оксид меди (II), азотистая кислота, гидросульфит хрома (III), гидроксид кадмия; р) сероводородная кислота, гидрокарбонат кобальта, гидроксид

хрома (II), оксид висмута (III);