Курило_ТОХ

11

ПРИМЕР 1.6

CaCl2 содержит 36% Са и 64%Cl. Определить молярную массу эквивалента кальция, зная, что молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

Решение. Согласно закону эквивалентов:

ПРИМЕР 1.7

На окисление алюминия израсходовано 16г кислорода. Вычислить массу Cl2, необходимого для окисления данной массы алюминия.

Решение. Согласно закону эквивалентов:

где фактор эквивалентности Al равен 1/3:

Al0 - 3е = Al+3,

фактор эквивалентности молекулярного кислорода равен 1/4: O20 + 4е = 2 O-2,

фактор эквивалентности молекулярного Cl2 равен 1/2: Cl20 + 2е = 2Cl-.

М(1/4O) = 1/4М(O) = 1/4×32 = 8 г/моль, М(1/2Cl) = 1/2М(Cl) = 1/2×71 = 35,5 г/моль.

Получаем

12

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Газообразное состояние вещества отличается от конденсированного (жидкого и твердого) сравнительно большими расстояниями между молекулами. На одну молекулу газа приходится объем

жду молекулами приблизительно в 10 раз больше диаметра молекул, а объем занимаемый некоторой порции газа в 1000 раз меньше объема этой порции. Поэтому объем, занимаемый некоторым количеством газообразного вещества, определяется числом молекул в нем, а не размерами самих молекул, как это имеет место в жидкости и кристалле, где молекулы касаются друг друга.

Физическое состояние газа определяют три параметра: Р – давление, V – объем, Т – температура.

Нормальные условия для газов (н. у.): давление 1,013 × 105 Па (1 атм = 760 мм рт. ст.), температура 273 К.

Числовые значения универсальной газовой постоянной R зависят от выбора единиц измерения параметров P, T, V. В системе СИ единица объема – метр кубический (м3), единица давления – паскаль (Па), R = 8,314 Дж/(моль × К). Если объем газа измерен в литрах, а давление в атмосферах, то R = 0,082 л × атм/(моль × К).

Газовые законы строго выполняются лишь для идеальных газов, в котором молекулы не имеют объема (т.е. представляют собой материальные точки) и сталкиваются между собой упруго. Так как в природе идеального газа нет, газовые законы имеют приближенный характер. Из всех газовых законов в химии чаще всего используют закон Авогадро, объединенный газовый закон, уравнение Менделеева-Клапейрона, закон Дальтона.

Закон Авогадро:

·В равных объемах (V) различных газов при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

Следствие I. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) занимают одинаковый объем.

Поскольку 1 моль любого вещества содержит одинаковое число структурных единиц (NA = 6,02 × 1023моль–1 ), то, следовательно, любые газообразные вещества хи-

13

мическим количеством, равным 1 моль, при одинаковых условиях должны занимать один и тот же объем, называемый молярным объемом Vm.

Следствие 2. При нормальных условиях (T = 273K, P = 1 атм ( 101,3 кПа)) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Молярный объем любого газа при нормальных условиях – 22,4 л/моль. Молярный объем газа Vm – величина, равная отношению объема определенной

порции газа V(X) к химическому количеству вещества n(X) этой порции газа: Vm =

турных единиц в порции вещества X; NA – постоянная Авогадро (6,02 × 1023 моль–1 ).

Следствие 3. Относительная плотность одного газа (X) по другому (Y) равна отношению их молярных масс (М) при заданных давлении и температуре:

DY = M(X) = ρ( X ) , M(Y) ρ(Y )

где DY – относительная плотность газа X по газу Y, М(X) и М(Y) – их молярные массы, r(X) и r(Y) – физические плотности этих газов.

При нормальных условиях физическую плотность можно определить по форму-

ле

r = M г/л. Vm

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

Mср = (m1 +.... + mn) / (n1 +.... + nn) = (M1 V1 + Mn · Vn) / (n1 +.... + nn)

ПРИМЕР 1.8

3,17 г хлора занимают объем, равный 1 л (при н.у.). Вычислить по этим данным молярную массу хлора.

Решение.

Находим массу 22,4 л хлора

1 л––3,17 г хлора

22,4 л–– Х г хлора

X = 3,17 • 22,4 = 71 г

Следовательно, молярная масса хлора = 71г/моль.

ПРИМЕР 1.9

Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его плотность по воздуху (Мвозд. = 29).

14

Решение.

D(H2)= Mв-ва / M(H2) Мв-ва= 2D(H2) = 34г/моль.

Dвозд = = = 34 / 29 = 1,17

ПРИМЕР 1.10

Определить плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые доли компонентов составляют 15, 50 и 35% соответственно.

Решение.

Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / Mвозд. = Мсмеси / 29

Mсмеси = (15 28 + 50 40 + 35 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6г/моль. Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37

ПРИМЕР 1.11. Определить плотность газообразного хлороводорода HCl по воздуху.

ПРИМЕР 1.12

Определить молярную массу водорода, если плотность Н2 при н.у. r(Н2) = 0,089

г/л.

Решение. Молярная масса М(Н2) = rV. M = 0,089 г/л × 22,4 л/моль = 2 г/моль

Объединенный газовый закон: Для данной массы газа произведение давления на объем, деленное на абсолютную температуру, есть величина постоянная:

P1 / T1 = P2 / T2 (закон Шарля).

Уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV = m RT.

M

ПРИМЕР 1.13

Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода

(II) массой 84 г?

Решение. Количество моль CO равно:

15

n(CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль

Объем CO при н.у. составляет: 3 22,4 л = 67,2 л

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Менделеева – Клайперона получается объединенный газовый закон. Из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

(P · V) / T = (P0 V0) / T0

следует

V(CO) = (P0T V0) / (P · T0) = (101,3 · (273 + 17) · 67,2) / (250 · 273) = 28,93 л

ПРИМЕР 1.14.

Вычислить массу 400 мл водорода при давлении 102 кПа и температуре 293 К. Решение. Запишем уравнение Менделеева – Клапейрона:

Закон Дальтона. Закон парциальных давлений.

· Общее давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с

другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь:

Р = Р1 + Р2 + Р3 + …,

где Р – общее давление, Рi – парциальные давления газов, составляющих смесь.

Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г)

· При неизменных давлении и температура объемы вступивших в ре-

акцию газов относятся друг к другу как простые целые числа.

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Примеры.

a) 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.

б) При синтезе аммиака из элементов:

N2 + 3H2 = 2NH3

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

16

2. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все неорганические вещества делятся на простые и сложные.

Простыми называются вещества, состоящие из атомов одного элемента, сложными – состоящие из атомов двух и более элементов.

Простые вещества подразделяют на металлы и неметаллы (таблица).

Неорганические вещества

К неметаллам относят H, B, C, N, O, F,С1, Br, I, S, Р, Si, As, Se, все благородные газы. Остальные элементы − в основном металлы, некоторые из них имеют как металлическую, так и неметаллическую модификацию, их условно относят к металлам. Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам:

С - алмаз, графит, карбин, фуллурены. O - кислород, озон.

S - ромбическая, моноклинная, пластическая. P - белый, красный, чёрный.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O2 и озон O3; 2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

Все сложные неорганические вещества можно разделить на классы, исходя из общности их свойств. Важнейшими классами неорганических соединений являются: оксиды, кислоты, основания, соли. Основания и кислородсодержащие кислоты часто рассматриваются как гидраты оксидов и объединяются в единый класс гидроксидов, имеющих основный, амфотерный или кислотный характер.

Оксиды

Оксидами называются бинарные соединения, в которых один из элементов кислород, причем атомы кислорода не связаны между собой и имеют степень окисления –2. Например: Na +21 O–2 , С+4О−22 .

Названия оксидов в соответствии с международной номенклатуре составляются по общим правилам номенклатуры бинарных соединений.

Для составления формулы оксида необходимо знать степень окисления элемента, входящего в его состав. При этом должно соблюдаться правило: сумма положительных степеней окисления (элемента) и отрицательных (кислорода) должна равняться нулю:

+6 –6

+2 –2

Степень окисления элемента, образующего оксид, указывается в скобках после названия оксида римскими цифрами, если этот элемент имеет переменную степень окисления.

Классификация оксидов. Оксиды подразделяют на несолеобразующие (безразличные) и солеобразующие.

ОКСИДЫ

Несолеобразующие не образуют гидратных соединений и не взаимодействуют с гидроксидами с образованием солей.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидраты оксидов или гидроксиды, которые можно получить либо непосредственно

Na2O + H2O = 2NaOH,

оксид гидроксид

SO3 + H2O = H2SO4

оксид гидроксид

либо косвенным (непрямым путем): оксиду меди (II) CuO соответствует Cu(OH)2 – гидроксид меди (II). Оксиду вольфрама (VI) WO3 соответствует H2WO4 – гидроксид вольфрама (VI), вольфрамовая кислота, но эти гидроксиды не могут быть получены непосредственным взаимодействием оксидов с водой.

18

Один и тот же элемент может образовывать несколько оксидов, если для него характерны различные степени окисления, например, хром, имеет три оксида:

Степени окисления элемента в оксиде и соответствующем гидроксиде совпадают. Солеобразующие оксиды по своим химическим свойствам подразделяются на

основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов с невысокой степенью окисления +1, +2. Исключение составляют оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO, являющиеся амфотерными.

Амфотерные оксиды – оксиды металлов со степенями окисления +3, +4 и BeO, ZnO, SnO, PbO со степенью окисления +2.

Кислотные оксиды – оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих оксидов) с любой степенью окисления и оксиды металлов с высокими степенями окисления (+5 и выше).

Не все оксиды взаимодействуют с водой, но все имеют гидраты оксидов. Основным оксидам соответствуют гидроксиды – основания:

Амфотерность – способность оксидов и гидроксидов в зависимости от условий проявлять основные и кислотные свойства.

Амфотерным оксидам соответствуют гидроксиды, проявляющие как свойства оснований, так и свойства кислот:

Химические свойства.

1. Кислотные оксиды при взаимодействии с водой (кроме SiO2 и некоторых других) образуют кислоты:

SO2 + H2O = H2SO3;

N2O5 + H2O = 2HNO3.

Основные оксиды (только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) при взаимодействии с водой дают основания – щелочи:

СаО + H2O = Са(ОН)2;

K2О + H2O = 2KОН.

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

2. Разные по природе оксиды при взаимодействии между собой дают соли:

19

СаО(осн.) + SO3(кисл.) = CaSO4; СаО(осн.) + Al2O3(амф.) ¾t → Ca(AlO2)2;

Al2O3(амф.) + 3SiO2(кисл.) ¾t → Al2(SiO3)3.

3. Основные и амфотерные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и во-

ду:

FeO(осн.) + 2HCl = FeCl2 + H2O;

Fe2O3(амф.) + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

Амфотерные оксиды реагируют только со щелочами, а кислотные со щелочами и с основаниями, образуя соль и воду:

Fe2O3(амф.) + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O;

SO3(кисл.) + 2NaOH = Na2SO4 + H2O.

Получение оксидов

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

4P + 5O2 = 2P2O5 2Zn + O2 = 2ZnO(амф);

CS2 + 3O2 = CO2(кисл.) + 2SO2(кисл.). S + O2 = SO2

2CO + O2= = 2CO2

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2 4NH3 + 5O2═ 4NO + 6H2O

2. Разложение некоторых кислородсодержащих оснований, кислот, солей при нагревании:

СаСО3 ¾t → СаО(осн.) + СО2( кисл.). Cu(OH)2═ CuO + H2O (CuOH)2CO3═ 2CuO + CO2 + H2O 2Pb(NO3)2═ 2PbO + 4NO2 + O2

Основания

Основаниями называются соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами ОН, например, NaOH, Ba(OH)2, Fe(OH)3.

Название основания образуется из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже, причем для металла с переменной степенью окисления указывается степень окисления. Например, NaOH – гидроксид натрия, но Fe(OH)3 – гидроксид же-

леза (III).

Все основания делятся на две группы: хорошо растворимые в воде и малорастворимые в воде (их условно называют нерастворимыми). Растворимые в воде сильные основания называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Растворы щелочей мыльные на ощупь, разъедают кожу и ткани, поэтому их называют едкими щелочами. Для некоторых щелочей до сих пор употребляют-

20

ся старые названия, такие, как NaOH – едкий натр, КОН – едкое кали, Са(ОН)2 – гашеная известь, Ba(OH)2 – едкий барит. Растворимым, но слабым основанием является гидроксид аммония.

а) однокислотные: NaOH, CuOH; ОСНОВАНИЯ б) двухкислотные: Ca(OH)2, Fe(OH)2;

в) трехкислотные: Al(OH)3, Fe(OH)3.

Рис.2. Классификация оснований

Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных с ме- таллом.

Химические свойства.

1.Основания реагируют с кислотами (нейтрализация): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.

2.Основания реагируют с кислотными оксидами (щелочи растворяют амфотерные оксиды):

Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O;

NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O.

3. Основания (щелочи) реагируют с неметаллами: 3Cl2 + 6KOH ¾t → 5KCl + KСlO3 + 3H2O;

3S + NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O.

4. Основания (щелочи) реагируют с металлами, оксиды и гидроксиды которых амфотерны:

2Al + 2NaOH + 2H2O ¾t → 2NaAlO2 + 3H2;

Zn + 2KOH ¾t → K2ZnO2 + H2.

5. Щелочи реагируют с растворами солей, если продуктом реакции является малорастворимое соединение:

CuSO4 + 2KOH → K2SO4 + Cu(OH)2↓;

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH.

6. Основания при нагревании разлагаются с выделением воды (исключения NaOH, KОН, RbOH, CsOH):

Cu(OH)2 ¾t → CuO + H2O.

7. Амфотерные основания проявляют как кислотные, так и основные свойства, реагируя с кислотами и щелочами:

а) Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O;

б) Al(OH)3 + NaOH ¾t → NaAlO2 + 2H2O или

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4].

В реакциях а) и б) один и тот же гидроксид проявляет разные свойства: в реакции (а) – свойства основания, а в реакции (б) – кислоты.

Получение оснований.

1. Нерастворимые основания получают при взаимодействии растворов солей и щелочей:

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl.