Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Соли часто встречающихся кислот
ПРИМЕР 4. Запишите формулы следующих солей: а) сульфата железа (III); б) гидрокарбоната магния; в) гидроксохлорида алюминия. ОТВЕТ: Сульфатами называются соли серной кислоты, кислотный остаток её – SO42− , ионы железа – трехзарядные (3+). В формуле соли общий заряд ионов металла должен быть равен общему заряду кислотных остатков. Значит формула сульфата железа (III) – Fe2(SO4)3. Гидрокарбонат магния – кислая соль угольной кислоты. В формулу карбоната магния входит ион магния с зарядом (+2) и однозарядный кислотный остаток угольной кислоты – HCO3− , поэтому ион магния может присоединять к себе два кислотных остатка HCO3− , отсюда формула соли – Mg(HCO3)2. Гидроксохлорид алюминия – основная соль, являющаяся продуктом замещения в гидроксиде алюминия (Al(OH)3) двух гидроксогрупп на однозарядный кислотный остаток (С1− ), формула соли AlOHCl2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ КЛАССОВ СОЕДИНЕНИЙ И ВЗАИМОСВЯЗЬ МЕЖДУ НИМИ СВОЙСТВА ОКСИДОВ 1. Важнейшим химическим свойством оксидов является их взаимодействие с кислотами и основаниями, приводящие к образованию солей. С кислотами взаимодействуют основные оксиды: CaO + H2SO4 = CaSO4+ H2O, с основаниями ― кислотные оксиды: СO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O. Амфотерные оксиды с кислотами ведут себя как основные Al2O2 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O, а с основаниями ведут себя как кислотные Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O. 2. Основные и кислотные оксиды способны взаимодействовать друг с другом с образованием солей. CaO + CO2 = CaCO3
СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ 1. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2 H2O 2. Щелочи взаимодействуют с ангидридами кислот (кислотными оксидами): 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O. 3. Щелочи взаимодействуют с растворами различных солей (один из продуктов выпадает в осадок): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 . Этим путем можно получить трудно растворимые в воде основания. 4. Большинство нерастворимых оснований при нагревании разлагаются: Cu(OH)2 = CuO + H2O. Щелочи устойчивы к нагреванию. 5. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами (проявляя основные свойства, аналогично щелочам металлов с невысокой С.О. их атомов), Al(OH)3 + 3НСl = AlCl3 + 3H2O, а также со щелочами (проявляя кислотные свойства), продуктами взаимодействия в этом случае являются соли гидроксидов – кислот: Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O. NaAlO2– соль метаалюминиевой кислоты (HAlO2), отличающейся по составу от ортоалюминиевой кислоты (H3AlO3) на молекулу воды.
СВОЙСТВА КИСЛОТ 1. Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации): 2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O. 2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами: MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O. 3. Кислоты взаимодействуют с солями, при условии, что один из продуктов будет или трудно растворимым, или слабым электролитом, или газом: СaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑, AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3, 2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2 (HNO2 – слабый электролит). 4. Кислоты взаимодействуют с металлами. При этом кислоты условно разделяют на две группы: кислоты-неокислители и кислоты-окислители. Окислительное действие кислот-неокислителей осуществляется за счет ионов водорода. Схема процесса взаимодействия металла с кислотой-неокислителем (HCl, H2SO4разб.): Ме0 + HxAn → MexAny + H 2 Например. Zn + H2SO4(р) = ZnSO4 + H2 К кислотам-окислителям (окислительные свойства проявляет анион кислотного остатка) относятся HClO3, HNO3, Н2SO4 (только концентрированная), царская водка (смесь соляной и азотной кислот). Схема процесса взаимодействия металла с кислотой-окислителем: Ме0 + Hx ЭОу → соль + продукт восстановления + H 2 O Состав продукта восстановления зависит от условий протекания реакции: от концентрации кислоты, степени чистоты металла, однородности его структуры, наличии примесей и т.п. Как правило, для учебных целей, применяют следующие допущения:
Например, Cu + HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O Концентрированные серная и азотная кислоты в обычных условиях (без нагревания) пассивируют железо, кобальт, никель, алюминий, хром, титан, свинец, т.е. на поверхности этих металлов образуется нерастворимая пленки продукта этого взаимодействия. Fe, Co, Ni, Al, Cr, Ti + конц. HNO3 → MexOy + NO2 + H2O Fe, Co, Ni, Al, Cr, Ti + конц. H2SO4 → MexOy + SO2 + H2O Pb + конц. H2SO4 → PbSO4 + SO2 + H2O
СВОЙСТВА СОЛЕЙ 1. Соли взаимодействуют со щелочами: NiCl2 + 2KOH = Ni(OH)2 ↓ + 2KCl. 2. Соли взаимодействуют с кислотами: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S. 3. Соли взаимодействуют между собой при условии, что один из продуктов будет трудно растворимым: BaCl2 + CuSO4 = BaSO4↓ + CuCl2. 4. Растворы солей взаимодействуют со свободными металлами, при этом более активный металл (стоящий в ряду напряжений левее) вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений (менее активные) из раствора их солей: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu. Реакции взаимодействия солей со щелочами, кислотами, с солями относятся к реакциям обмена (реакции 1-3), реакция 4 – к реакциям замещения. ПРИМЕР 5. Укажите к каким классам соединений относятся вещества НС1, СО2, Сa(OH)2, FeS, NO; дайте им названия. Между какими из них возможны взаимодействия? Напишите уравнения реакций. К какому типу взаимодействия относятся эти реакции? ОТВЕТ: Вещества СО2 и NO – оксиды, СO2 – оксид углерода (IV), NO – оксид азота (II); НС1 - кислота, хлористоводородная (соляная); Ca(OH)2 – основание, гидроксид кальция; FeS -соль, сульфид железа (II). Возможны взаимодействия: а) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S - реакция обмена, реакция идет в направлении образования газообразного вещества (Н2S) 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 В любых процессах всегда имеет место изменение энергии, а значит и изменение массы. D m = D Е ¤ с2 , где m- масса, с – скорость света в вакууме. С = 3 108 м/сек. В химических реакциях DЕ невелико (сотни кДж), а Dm- 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 DЕ составляет млн. и млрд. кДж и Dm 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), где Ar – относительная атомная масса элемента, N – количество атомов элемента в соединении М (СО2) = 12·1 + 16·2 = 44 г/моль. Находим массу СО2, используя формулу: m = M· ν, m (СО2) = 5 моль · 44 г/моль = 220 г. ОТВЕТ: m (СО2) = 220 г. 3. Закон Авогадро (один из основных законов естествознания): в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (р, Т) содержится одинаковое число молекул. Следствия: 1) При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем. 2) При нормальных условиях (н.у.) 1 моль различных газов занимает объем 22, 4 л, который называется молярным объемом (Vm). Нормальные условия (н.у.): Т = 273К, р = 101, 3 кПа = 1 атм. ПРИМЕР 8. Вычислить, какой объем (н.у.) займут 1, 5 моля азота. РЕШЕНИЕ: 1 моль азота занимает при н.у. 22, 4 л. Следовательно, 1, 5 моля займут объем 22, 4 ·1, 5 = 33, 6 л. ОТВЕТ: V = 33, 6 л. 3) Один моль любого вещества содержит определенное число структурных единиц N А (ионов, атомов и т.д.). NА = 6, 02·1023 (число Авогадро) ПРИМЕР 9. Сколько атомов содержится в 2 молях углерода? РЕШЕНИЕ: 1 моль углерода содержит 6, 02·1023 атомов. Следовательно, 2 моля углерода содержат 2·6, 02·1023=12, 04· 1023атомов. ОТВЕТ: N = 12, 04·1023атомов. 3) Молярная масса газа или пара равна произведению его плотности по отношению к любому другому газу на молярную массу последнего. М2 = М r 1 · d 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:
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 одинакова. Она называется универсальной газовой постоянной R. R= 8, 314 Дж ¤ моль·К. Так как , то для 1 моля любого газа Р · V = R · T. 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 , 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: , М = (0, 866·8, 134·315)/(102908·0, 344) = 64 г/моль. ОТВЕТ: М = 64 г/моль.
|
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 212; Нарушение авторского права страницы