
- •Российский государственный педагогический университет имени а.И. Герцена
- •Основы химического языка
- •Предисловие
- •Химическая номенклатура
- •I. Химический элемент, химическое соединение
- •1.1. Химический элемент – символы и названия, изотопы.
- •Классификация химических элементов.
- •Классификация химических соединений по составу.
- •Принципы химической номенклатуры – химическая формула и химическое название соединения.
- •Систематические и традиционные названия простых веществ.
- •Степень окисления элементов в химических соединениях.
- •Систематические и специальные названия одноэлементных ионов.
- •Систематические и специальные названия бинарных соединений.
- •Функциональная классификация сложных неорганических соединений
- •Оксиды.
- •Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).
- •Пероксокислоты.
- •Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты.
- •Бескислородные кислоты.
- •Галогенангидриды.
- •Основные положения координационной теории.
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Соединения постоянного и переменного состава (дальтониды и бертолиды)
- •Аддукты.
- •Химические реактивы.
- •Общие правила работы в химической лаборатории, меры предосторожности и первая помощь при несчастных случаях10.
- •«Основные классы неорганических соединений. Оксиды
- •Гидроксиды
- •Кислоты
- •Металлокомплексные соединения
- •Количественные характеристики химических элементов и соединений.
- •1.17. Определение простейших и молекулярных формул соединений.
- •Лабораторная работа №2.
- •Индивидуальное домашнее задание № 1
- •II. Химический процесс
- •Химическая реакция, уравнение химической реакции
- •Ионно-молекулярные уравнения реакций с участием электролитов.
- •Окислительно-восстановительные реакции – классификация.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Лабораторная работа № 3 «Окислительно-восстановительные реакции» Окислительные свойства кислот
- •Окислительно-восстановительные свойства галогенов и их соединений
- •Окислительно-восстановительные свойства металлов и их соединений
- •Влияние кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и хрома
- •Окислительно-восстановительная двойственность
- •Реакции диспропорционирования
- •Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
- •Эквивалент, закон эквивалентов
- •5,6 Г железа эквивалентны 3,2 г серы
- •0,644 Г koh взаимодействует с 0,471 г н2рно2
- •Лабораторная работа №4 «Определение эквивалента магния»
- •Индивидуальное домашнее задание № 2
- •Вариант 6
- •Ответы.
- •I. Химический элемент, химическое соединение.
- •II. Химический процесс.
Влияние кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и хрома
Опыт 13. В три пробирки налить по ~2 мл раствора перманганата калия. В одну добавить ~1мл разбавленного раствора серной кислоты, в другую - ~1 мл концентрированной щелочи, а в третью – 1 мл воды. В каждую пробирку добавить раствор сульфита натрия. Отметить изменение окраски растворов.
Опыт 14. Налить в пробирку ~2 мл раствора бихромата калия, подкисленного 2-3 каплями разбавленной серной кислоты и добавить раствор оксалата натрия до обесцвечивания раствора.
Опыт 15. Налить в пробирку ~2мл раствора хлорида хрома (III) и добавить раствор гидроксида натрия, наблюдая последовательное образование осадка гидроксида хрома(III) и его последовательное растворение в избытке основания с образованием зеленого раствора гидроксокомплекса хрома(III). К ~2 мл полученного раствора добавить бромной воды и наблюдать изменение окраски раствора.
На основании опытов 13-15 сделать вывод о влиянии кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и хрома.
Окислительно-восстановительная двойственность
Опыт 16. В две пробирку налить ~2 мл раствора перманганата калия, а в две другие – иодида калия. Растворы подкислить 2-3 каплями серной кислоты. Испытать действие на растворы перманганата калия и иодида калия добавления к ним – растворов нитрита натрия и перекиси водорода. Отметить изменение окраски растворов и сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах нитрита натрия и пероксида водорода.
Реакции диспропорционирования
Опыт 17. Поместить в пробирку кристаллик иода, давить к нему ~3 мл раствора гидроксида натрия и реакционную смесь подогреть на спиртовке. Отметить растворение иода и образование бесцветного раствора. Охладить пробирку с полученным раствором до комнатной температуры и постепенно добавить разбавленный раствор серной кислоты. Что наблюдается. Сделать вывод о составе «иодной воды» в кислых и щелочных водных растворах.
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
Опыт 18. Поместить в сухую пробирку несколько кристалликов бихромата аммония и осторожно нагреть пробирку на спиртовке до начала реакции разложения соли, называемую “реакцией вулкана”. Ометить образование газообразных продуктов и объемного зеленого порошка.
Опыт 19. Поместить в сухую пробирку несколько кристалликов перманганата калия и осторожно нагреть пробирку на спиртовке до разложения соли. Отметить изменение окраски соли. После охлаждения пробирки до комнатной температуры добавить ~5 мл воды и перемешать полученную смесь. Наблюдать переход зеленой окраски в фиолетовую и образование бурового осадка.
Сделать вывод о том, какие химические соединения могут подвергаться реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления.
-
Эквивалент, закон эквивалентов
Одним из основных стехиометрических законов, определяющих количественное соотношение между химическими соединениями в различных химических процессах, является открытый в начале XIX века Дальтоном закон эквивалентов – вещества соединяются или взаимно замещают друг друга в количествах, равных или пропорциональных их эквивалентам. В связи с этим, наряду с молем, важнейшей характеристикой химических соединений, определяющей их количество в различных химических процессах, является величина эквивалента вещества.
Эквивалентом вешества называется такое его количество, которое соединяется или замещает в химических реакциях один моль атомов водорода. Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой. Пользуясь понятием эквивалентной массы, закон эквивалентов можно сформулировать следующим образом – массы реагирующих веществ пропорциональны их массам. Например, при взаимодействии двух веществ Х и У с эквивалентными массами Эх и Эу для их массовых количеств mx и my справедливо соотношение: mx my = Эх Эу.
Для газообразных веществ, наряду с эквивалентной массой, вводится понятие об эквивалентном объеме – это объем, занимаемый одним эквивалентом вещества.
Определение
эквивалентов химических элементов,
образующих водородные соединения
непосредственно вытекает из их
молекулярных формул – например, исходя
из простейших формул водородных
соединений элементов II
периода: LiH,
BeH2,
BH3,
CH4,
NH3,
H2O,
HF
очевидно, что эквиваленты лития и фтора
составляют 1 моль, берилия и кислорода
–
моля, бора и азота -
моля и углерода -
моля. Для элементов, устойчивые
водородные соединения которых не
образуются, величина эквивалента может
быть получена косвенным путем на
основании состава какого либо
соединения этого элемента с элементом,
величина эквивалента которого
известна. Например, серебро не образует
устойчивого соединения с
водородом, но известен его оксид Ag2O.
Поскольку эквивалент кислорода
составляет 0,5 моля, то из состава оксида
серебра следует, что эквивалент серебра
равен 1 молю. Для меди также не характерно
образование устойчивого водородного
соединения, но известны два оксида –
Cu2O
и CuO.
Это показывает, что, в отличие от серебра,
медь характеризуется двумя величинами
эквивалентов и соответствующих
эквивалентных масс – 1 моль (63,5 г/моль)
при образовании соединений меди(I)
и 0,5 моля (36,75 г/моль) при образовании
соединений меди(II).
Таким образом, в отличие от моля и мольной массы, величина эквивалента и эквивалентной массы химических элементов зависит от их степени окисления в соединении. Причем, учитывая, что водород имеет единичную как положительную, так и отрицательную степень окисления, эквивалент химического элемента определяется абсолютной величиной его степени окисления, которую по традиции называют электровалентностью элемента. В результате этого величина эквивалента химического элемента в соединении обратно пропорциональна его электровалентности (В), а эквивалентная масса равна мольной массе деленной на его электровалентность: Э = М/В.
Понятие эквивалента применимо не только к химическим элементам, но и к разнообразным химическим соединениям. Так, эквивалент бинарных соединений равен сумме эквивалентов химических элементов, входящих в его состав – например, эквивалентная масса хлоридов МClx и оксидов МуОz металлов определяется:
Э(МClx) = ЭМ + ЭCl = (ЭМ + 35,5) г/моль
Э(МyOz) = ЭМ + ЭO = (ЭМ + 8) г/моль,
где ЭМ – эквивалентная масса металла, а 35,5 и 8 г/моль – эквивалентные массы хлора и кислорода в этих бинарных соединениях.
Пример. 1. При взаимодействии 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Найти эквивалентную массу железа и установить простейшую формулу полученного сульфида.
Решение. Из условия задачи следует, что на 5,6 г железа приходится (8,8 – 5,6) = 3,2 г серы. Поскольку образуется сульфид железа, то электровалентность серы равна двум, а ее эквивалентная масса ЭS = Мs/2 = 32/2 = 16 г/моль
Согласно закону эквивалентов массы взаимодействующих железа и серы пропорциональны их эквивалентным массам: