|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ И ВАЛЕНТНОСТЬ АТОМОВСтр 1 из 6Следующая ⇒
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Юго-Западный государственный университет» (ЮЗГУ)
Кафедра общей и неорганической химии
УТВЕРЖДАЮ Первый проректор – проректор по учебной работе _____________ Е.А. Кудряшов «___»____________2011 г.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Методические указания к практическим занятиям и самостоятельной работе студентов технических (нехимических) специальностей по дисциплине «Химия»
Курск 2011 УДК 546
Составители: И. В. Савенкова, Е. А. Фатьянова
Рецензент Кандидат химических наук, доцент О.В. Бурыкина
Основные понятия и законы химии. Классификация и номенклатура неорганических веществ: Методические указания к практическим занятиям и самостоятельной работе студентов технических (нехимических) специальностей по дисциплине «Химия»/ Юго-Зап. гос. ун-т; сост. И. В. Савенкова, Е. А. Фатьянова. Курск, 2011. 36 с.: табл. 3. Библиогр.: с. 28.
Рассматривается классификация неорганических соединений, их номенклатура и наиболее типичные свойства, типы реакций. Методические указания содержат материал по основным понятиям, а также стехиометрическим законам общей химии, приводятся примеры заданий с решением. В методических указаниях представлены вопросы для самоподготовки, индивидуальные задания для самостоятельной работы. Предназначены для студентов технических (нехимических) специальностей, изучающих дисциплину «Химия».
Текст печатается в авторской рецензии
Подписано в печать Формат 60х84 1/16. Усл.печ. л. . Уч.-изд. л. . Тираж 100 экз. Заказ. Бесплатно. Юго–Западный государственный университет. 305040, г. Курск, ул. 50 лет Октября, 94. СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ Настоящие методические указания предназначены для студентов технических (нехимических) специальностей, изучающих химию. Указания могут быть использованы как на практических занятиях, так и для самостоятельной работы студентов. В методических указаниях представлен теоретический материал по теме «Основные законы и понятия химии. Классификация и номенклатура неорганических веществ». Для рассмотрения этой темы в указания включен теоретический материал по разделам: «Классификация неорганических веществ», «Степени окисления и валентность атомов», «Классификация реакций», «Стехиометрические законы», «Расчёты по формулам и уравнениям». К каждой теме предложены конкретные примеры с развёрнутым решением. В указаниях представлены вопросы для самостоятельной подготовки, задания для индивидуального решения, а также список рекомендуемой литературы. Материал методических указаний является базовым при изучении основ общей химии, поэтому его успешное освоение позволит студентам заложить основу для дальнейшего изучения данной дисциплины. ПРОСТЫЕ И СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА
Все соединения состоят из частиц: атомов, молекул, ионов. Молекула – это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами, которые определяются её составом и строением. Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атом представляет собой наименьшую частицу химического элемента. Соответственно, химический элемент – это определённый вид атомов с одинаковым зарядом ядер. Атомы химических элементов могут существовать в свободном виде (при очень высоких температурах) или в составе простых и сложных веществ. Простыми называются такиевещества, молекулы которых состоят из атомов одного и того же элемента. Молекулы простых веществ могут состоять из одного (например, Не, Мg, Кr), двух (например, Cl2, Н2, N2) и большего числа атомов (например, О3, S8) одного элемента. Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. К последним обычно относят H, B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I, At, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Остальные элементы условно считаются металлами. Сложными веществами или химическими соединениями называются вещества, частицы которых состоят из атомов двух и более элементов. Например, NO2, AgCl, NaOH. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ И ВАЛЕНТНОСТЬ АТОМОВ Степень окисления (С.О.) – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения о чисто ионном характере химической связи. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значение, которое обозначают арабскими цифрами со знаком ''+'' или ''-'' и ставят над символом элемента, например: Cl20, K+2O-2, H+N+5O3-2 Нулевую степень окисления имеют атомы, входящие в состав нейтральных частиц (например, Mg, H2, O2). Для ряда элементов степень окисления атомов в соединениях постоянна (см. таблицу 1). Таблица 1 Степени окисления атомов некоторых элементов
Пользуясь этими сведениями, можно вычислять С.О. других атомов в соединениях, учитывая, что АЛГЕБРАИЧЕСКАЯ СУММА СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ ВСЕХ АТОМОВ В СОЕДИНЕНИИ ВСЕГДА РАВНА НУЛЮ, А В СЛОЖНОМ ИОНЕ – ЗАРЯДУ ИОНА. Например, в соединениях FeO, NaFeO2, ионе FeO42− степень окисления атома железа будет принимать следующие значения +2, +3, +6, т.к. С.О. атома кислорода равна -2, натрия +1, а поскольку алгебраическая сумма С.О. всех атомов в молекулах (FeO, NaFeO2) равна нулю, а в ионе (FeO42− ) – заряду иона, т.е. 2-: FeхO-2 Na+FeхO2-2 (FeхO4− 2) 2− x +(-2) = 0 +1+х+2(-2) = 0 х + 4(-2) = -2 x = +2 х = +3 х = +6 ПРИМЕР 1. Определите степень окисления атома подчеркнутого элемента в приведенных молекулах или ионах: KMnO4, PO43-, Cr2O3. ОТВЕТ: Расставляем степени окисления тех атомов, которые имеют постоянное значение: K+MnO4− 2, (PO4− 2)3-, Cr2O3− 2. Учитывая, что алгебраическая сумма С.О. всех атомов в молекулах равна нулю, а в ионе – заряду иона, вычисляем значения степеней окисления атомов подчёркнутых элементов. При этом степень окисления атома подчёркнутого элемента обозначаем через х, а также умножаем известное значение степени окисления на количество атомов данного элемента в соединении: 1. K+MnхO4− 2; +1 + х + 4(-2) = 0; х = +7. 2. (PхO4− 2)3- ; x + 4(-2) = -3; х = + 5. 3. Crх2O3− 2; 2х + 3(-2) = 0; x = +3. Таким образом, степени окисления атомов марганца, фосфора, хрома в перечисленных частицах равны соответственно +7, +5, +3. Валентность – это число химических связей, образуемых данным атомом в соединении. Часто валентность атома числено совпадает с его степенью окисления. Например, в молекуле хлороводорода НCl степень окисления хлора равна -1, а его валентность равна I (валентность обозначается римскими цифрами). Исключение составляют частицы, в которых химические связи образуются между атомами одного и того же элемента, в том числе простые вещества. Например, С.О. атома азота в молекуле N2 равна нулю, а его валентность равна трём, т.к. атомы соединяются тройной связью. Или С.О. атома кислорода в молекуле пероксида водорода Н2О2 равна «-1», а его валентность равна двум. При графическом изображении (структурная формула) связь обозначается черточкой. Например, структурные формулы хлороводорода и пероксида водорода имеют вид: Н− Cl, Н− О− О− Н.
БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ, ИХ НОМЕНКЛАТУРА. ОКСИДЫ (КЛАССИФИКАЦИЯ, НОМЕНКЛАТУРА) К бинарным относятся соединения, в состав частиц которых входят атомы двух элементов. Состав бинарного соединения можно выразить общей формулой Э'mЭ''n, где атом элемента (Э'') имеет отрицательную степень окисления. Названия бинарных соединений составляются из корня латинского названия электроотрицательного элемента (Э'') с окончанием ''ид'' и русского названия элемента Э' (Э' – элемент с положительной степенью окисления). Если элемент (Э'), имеющий положительную степень окисления, может находиться в различных степенях окисления, то в скобках римскими цифрами указывается окислительное число (количественное выражение степени окисления). Примеры бинарных соединений и их названия:
К бинарным соединениям относятся оксиды, в составе которых атомы кислорода имеют С.О., равную (-2): Al2+3O3-2, Cr+6O3-2, C+4O2-2. Названия оксидов составляют аналогично другим бинарным соединениям, например, СаО – оксид кальция, Al2O3 – оксид алюминия, СО2 – оксид углерода (IV), CrO3 – оксид хрома (VI). При названии оксидов можно указывать греческими числительными (моно, ди, три, тетра) число атомов кислорода, приходящееся на один атом элемента в соединении, например, MnO – монооксид марганца, СО2 – диоксид углерода, СrО3 – триоксид хрома. Оксиды подразделяются на несолеобразующие (NO, CO, SiO и др.) и солеобразующие. Последние объединяются в группы кислотных, основных и амфотерных оксидов. Все они способны образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями. Солеобразующим оксидам соответствуют соединения, называемые гидроксидами. Гидроксиды могут проявлять свойства, как оснований, так и кислот, так и амфотерных соединений. Например, СаО соответствует гидроксид (Са(ОН)2), проявляющий свойства оснований, SO2 соответствует гидроксид (H2SO3), проявляющий свойства кислоты, ZnO соответствует гидроксид (Zn(ОН)2), проявляющий амфотерные свойства. Некоторые гидроксиды можно получить прямым взаимодействием оксидов с водой, например, К2О + H2O = 2КOH или SO2 + H2O = H2SO3. Несолеобразующие (индифферентные) оксиды солей не образуют. Основными называются оксиды металлов в низших степенях окисления обычно +1, +2, +3. Им соответствуют гидроксиды, являющиеся основаниями (табл. 2). Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют (растворяются) с водой с образованием оснований (растворимых в воде – щелочей). Например, Na2O + H2O = 2NaOH; CaO + H2O = Ca(OH)2. Основные оксиды остальных металлов не растворяются в воде и соответствующие им гидроксиды (основания) получают из солей реакцией обмена со щёлочью. Например, FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KCl. Таблица 2 Основания
Кислотные оксиды (или ангидриды кислот)- это такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды – кислоты. К ним относятся оксиды неметаллов (например, СО2, SO3, P2O2) и оксиды некоторых металлов в их высших степенях окисления (например, Cr+6O3, V+52O5, Mn+72O7). Кислотные оксиды можно рассматривать как продукты дегидратации кислот (ангидриды). Например: КИСЛОТЫ (КЛАССИФИКАЦИЯ, НОМЕНКЛАТУРА) По составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. К бескислородным кислотам относятся такие кислоты, в молекулах которых не содержится кислород. Примеры бескислородных кислот: НС1 – соляная кислота, или хлористоводородная; HF - плавиковая, или фтористоводородная; H2S – сероводородная. Свое название бескислородные кислоты получают от русского названия образующего кислоту элемента с прибавлением слова «водородная». В кислородсодержащих кислотах в состав молекул входят атомы кислорода. Каждой кислородсодержащей кислоте соответствует кислотный оксид. Примеры кислородсодержащих кислот: H2SO4, HNO3, H2CrO4, H2CO3. Название кислородсодержащих кислот составляется от названия неметалла (кислотообразователя) с прибавлением окончания «ная» и реже «вая». Например, H2CO3 - угольная, H2SiO3 – кремневая. Если же элемент, образующий кислоту, проявляет переменные С.О., то указанные окончания ''ная'' используются в названиях кислот, когда кислотообразующий элемент проявляет высшую С.О., например, H2SO4 – серная кислота. Если же элемент проявляет более низкую С.О., окончание в названии кислоты будет ''истая''. Например, H2SO3 – сернистая. Наиболее часто встречающиеся кислоты представлены в таблице 3. По основности (по числу ионов Н+, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) кислоты подразделяют на одноосновные (при полной диссоциации образуется один ион Н+; одна ступень диссоциации), например, HF, HNO3, HCl, CH3COOH, и многоосновные (при полной диссоциации получается больше одного иона Н+; более одной ступени диссоциации). Среди многоосновных кислот различают двухосновные (например, H2SO4) и трёхосновные (Н3РО4). В кислородсодержащих кислотах в диссоциации участвуют только атомы водорода, соединённые с центральным атомом через кислород. Например, Н3РО2 (фосфорноватистая кислота) является одноосновной, при её диссоциации образуется один катион водорода: Н3РО2 = Н+ + Н2РО2–. ПРИМЕР 3. Из перечисленных ниже формул выпишите формулы кислот: H2CrO4, NaOH, H3PO4, Cu(OH)2, H2SO3. Дайте названия этим кислотам. Укажите основность кислот, назовите ангидриды этих кислот. ОТВЕТ: H2Cr+6O4 – хромовая кислота, двухосновная, Сr+6O3 – ангидрид кислоты. Н3PO4 – ортофосфорная кислота, трехосновная, P2+5O5 – ангидрид ортофосфорной кислоты. H2S+4O3 – сернистая кислота, двухосновная; S+4O2 – ангидрид сернистой кислоты. СОЛИ (КЛАССИФИКАЦИЯ, НОМЕНКЛАТУРА) Любая соль представляет собой продукт замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов, или гидроксильных групп в молекулах оснований на кислотные остатки. Соли подразделяются на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные. Средними называются такие соли, которые являются продуктами полного замещения атомов водорода кислоты металлом, или гидроксильных групп основания на кислотные остатки. Примеры средних солей: NaCl, CaSO4, Al(NO3)3, Mg3(PO4)2, FeS. Кислыми называются такие соли, которые являются продуктами неполного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты. Например, NaHCO3, Ca(HCO3)2, Na2HPO4, KHS. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Основными называют такие соли, в молекулах которых кроме металла и кислотного остатка, содержится одна или несколько гидроксильных групп. Основные соли можно рассматривать как продукт неполного замещения гидроксогрупп многокислотных оснований кислотными остатками. Например, CuOHCl – продукт замещения в двухкислотном основании Cu(OH)2 одной гидроксогруппы (ОН-) на кислотный остаток С1− ; AlOHSO4 – продукт замещения в трехкислотном основании Al(OH)3 двух гидроксогрупп на кислотный остаток SO42− . Двойными называются такие соли, которые являются продуктами замещения атомов водорода в двух- или многоосновной кислотах атомами не одного металла, а двух различных. Например, KAl(SO4)2, MgCa(CO3)2. По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия кислотного остатка с окончанием ''ат'' (если солеобразующий элемент проявляет высшую С.О.), или ''ит'' (если - более низкую). Например, соли серной кислоты (H2S+6 O4) именуются сульфатами, сернистой (Н2S+4O3) - сульфитами, азотной (HN+5O3) – нитратами, (НN+3O2) – нитритами (табл. 3). В соответствии с этим рассмотренные выше соли называются: CaSO4 – сульфат кальция, Al(NO3)3 – нитрат алюминия. Если металл соли имеет переменную валентность, то после названия металла указывается его валентность римскими цифрами, например, Cu3(PO4)2 – ортофосфат меди (II). Название солей бескислородных кислот оканчиваются на ''ид''. Например, NaBr – бромид натрия, FeS – сульфид железа (II), SnCl4 – хлорид олова (IV). В названиях кислых солей к исходному названию средней соли добавляются частицы ''би'' или ''гидро'' – если один атом водорода содержится в составе соли, а если два атома – то ''дигидро''. Например. NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, Na2HPO4- гидрофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия. Таблица 3 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 R= 8, 314 Дж ¤ моль·К. Так как 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:
ОТВЕТ: М = 64 г/моль.
И УРАВНЕНИЯМ 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:
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). Составим пропорцию: 65, 4 г Zn ____ 98 г Н2SO4 x г Zn ____ 24, 5 г Н2SO4 Отсюда, x = 65, 4·24, 5/98 = 16, 35 г. ОТВЕТ: m(Zn) = 16, 35 г.
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 |
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 166; Нарушение авторского права страницы
одинакова. Она называется универсальной газовой постоянной R. 
, то для 1 моля любого газа Р · V = R · T. 
, 
, М = (0, 866·8, 134·315)/(102908·0, 344) = 64 г/моль.
,