1 курс / Химия / neorganicheskaya_i_analiticheskaya_khimia_metodicheskie_ukazania

1.2. Количественные расчеты в химии

Основная единица измерения количества вещества в химии – моль (υ).

Моль - количество вещества, содержащее 6,02 ∙ 1023 структурных единиц (ато-

мов, ионов, молекул). Масса одного моля – молярная масса (М) рассчитывается из данных периодической системы Д.И. Менделеева. Кроме понятия молярной мас-

сы существует понятие молярного объема (Vm). Молярный объем газов при нор-

мальных условиях составляет 22,4 литра. Количество вещества может быть рас-

считано по формуле:

где V – объем, занимаемый газом при нормальных условиях (T=273K, p=1атм), Vm – молярный объем = 22,4 л/моль.

Пример 1. Найти количество вещества оксида серы (VI) массой 16 г?

Решение: Молярная масса оксида серы (VI) составляет:

M (SO3)=А (S) + 3 А (O) = 32+3∙16=80 г/моль. Количество вещества SO3 рассчи-

тывается по формуле: υ(SO3)=m/M=16/80=0.2 моль

Пример 2. Сколько атомов фосфора содержится в фосфоре массой 93г?

Решение: определяем количество вещества атома фосфора: υ(Р)=93/31=3моль.

Находим число атомов фосфора, зная, что 1 моль содержит 6.02×1023 частиц.

N=6.02×1023×3=1.806×1024 атомов.

Пример 3. Определите объем, который займет при нормальных условиях газовая смесь, содержащая кислород массой 2.5 г и азот массой 9.6 г.

21

Решение: Находим количество вещества кислорода в смеси. Молярная масса кис-

лорода составляет 32 г/моль, тогда υ(O2)=2.5/32=0.078 моль. Находим количе-

ство вещества азота в смеси. Молярная масса азота составляет 28 г/моль, тогда

υ(N2)=9.6/28=0.342 моль. Общее число молей газа в смеси:

υ(O2 + N2)= 0.078+0.342=0.42 моль.

Находим объем смеси газов V= υ×22.4=0.42×22.4=9.4 л.

Пример 4. В состав химического соединения входит кальций, фосфор и кисло-

род. Массовые доли элементов составляют в %: кальция – 38.7, фосфора – 20,

кислорода – 41.3. Определить простейшую формулу соединения.

Решение: Для расчета выбираем массу соединения, равную 100 г. В этом случае массы кальция, фосфора и кислорода составят: m(Ca) = 38.7 г,

m(P) =20 г, m(O) = 41.3 г. Определяем количество вещества кальция, фосфора и кислорода:

υ(Ca)=38.7/40=0.967 моль; υ(P)=20/31=0.645 моль; υ(O)=41.3/16=2.58 моль.

Отношение количеств вещества составляет υ(Ca): υ(P): υ(O) = 0.967:0.645:2.58.

Разделив правую часть равенства на меньшее число (0.645), получаем:

υ(Ca): υ(P): υ(O) =1.5:1:4. Для получения целочисленных коэффициентов, правую часть уравнения умножаем на два υ(Ca): υ(P): υ(O) =3:2:8. Простейшая формула соединения Ca3P2O8 или Ca3(PO4)2.

Пример 5. Вычислите массу фосфорной кислоты, которую можно получить из ортофосфата кальция массой 80 кг с избытком серной кислоты.

Решение: Запишем уравнение происходящей реакции

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4+3CaSO4

Рассчитываем количество вещества фосфата кальция υ(Ca3(PO4)2) = 80/310= 0.258

моль. Из уравнения реакции видно, что количество вещества фосфорной кислоты вдвое больше количества фосфата кальция, т.е.: υ(H3PO4) = 2∙υ(Ca3(PO4)2) = 2×0.258

= 0.516 моль. Находим массу образовавшейся фосфорной кислоты, учитывая что её молярная масса равна 98 г/моль:

m(H3PO4) = υ×М=0.516 моль×98 г/моль=50.568 г.

22

1.2.1. Контрольные задания 21-30

Закончите уравнение реакции и рассчитайте массу вещества (подчеркнуто), всту-

пившего в реакцию с указанным реагентом.

1.3.Классы и номенклатура неорганических соединений

Внастоящее время известно более 100 тысяч неорганических веществ. Все не-

органические вещества можно разделить на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и свойствам.

Все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые ве-

щества подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

По современной классификации сложные неорганические вещества принято делить на 3 класса: оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов,

один из которых кислород в степени окисления – 2.

Оксиды делятся на две группы: несолеобразующие и солеобразующие оксиды.

К несолеобразующим оксидам относятся, например N2O, NO, SiO, CO, H2O. Эти оксиды не образуют солей при взаимодействии с кислотами и основаниями.

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли при взаимодей-

ствии с кислотами или основаниями. По характеру химических свойств солеобра-

зующие оксиды делятся на три группы: основные оксиды, кислотные и амфотер-

ные.

23

Основные оксиды – это оксиды металлов с валентностью I и II, напри-

мер: CaO, BaO, Na2O, K2O, CrO, MnO. Исключения составляют: ZnO, BeO, SnO, PbO – это амфотерные оксиды. Названия оксидов: CaO - оксид кальция, Na2O –

оксид натрия, CrO – оксид хрома (II), MnO - оксид марганца (II). Если валент-

ность металла постоянна, она не указывается, если валентность металла перемен-

ная, она указывается в скобках.

Кислотные оксиды

Ккислотным оксидам относятся два типа оксидов:

1)Все оксиды неметаллов, например CO2,SO2, P2O5 и другие.

Названия: CO2 – оксид углерода (IV), P2O5 – оксид фосфора (V).

2) Оксиды металлов с валентностью V и выше. Например: CrO3, Mn2O5, Mn2O7 .

Названия: CrO3 – оксид хрома (VI), Mn2O5 – оксид марганца (V), Mn2O7 - оксид марганца (VII).

Амфотерные оксиды

К амфотерным оксидам относятся те оксиды, которым соответствуют амфо-

терные гидроксиды. Все амфотерные оксиды являются оксидами металлов. К

ним относятся:

1)Исключения, оксиды металлов с валентностью II: ZnO, BeO, SnO, PbO.

2)Оксиды металлов с валентностью III и IV, например Cr2O3, MnO2, Fe2O3.

Таким образом, неметаллы образуют только кислотные оксиды, металлы обра-

зуют основные, кислотные и амфотерные оксиды.

Гидроксиды

К гидроксидам в настоящее время относят основания, кислородсодержащие кислоты и амфотерные основания.

Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов ме-

талла и одной или нескольких гидроксильных групп – OH. Общая формула ос-

нований Me (OH)n , где n – число гидроксильных групп, равное валентности ме-

талла Me.

По числу гидроксильных групп в молекуле основания делятся на:

24

- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксильную группу,

например NaOH, KOH и др.;

- двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксильные группы,

например Сa(OH)2, Fe(OH)2 и др.;

- трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксильные группы,

например Ni(OH)3, Fe(OH)3 и др.;

По растворимости в воде основания делятся на:

- растворимые в воде основания или щелочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Сa(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2;

- нерастворимые основания: Fe(OH)2, Cu(OH)2 и др.

Названия оснований: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)2 – гидроксид жедеза

(II).

Амфотерные гидроксиды – это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и оснований, они соответствуют амфотерным оксидам. Формулы амфо-

терных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в форме кислот.

Примеры амфотерных гидроксидов:

Zn(OH)2 = H2ZnO2; Al(OH)3 = H3AlO3

Для амфотерных гидроксидов характерны свойства и оснований и кислот.

Кислоты – это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металлов, в результате чего образуются соли. Общая формула кислот Нn(Ас), где Ас – кислотный остаток, n –число атомов водорода,

равное валентности кислотного остатка. Примеры кислот: H2SO4, HNO3, H3PO4.

Классификация кислот:

1) по основности:

Основность кислоты – это число атомов водорода, которые в молекуле кис-

лоты могут замещаться атомами металла. По основности кислоты делятся на:

- одноосновные, молекулы которых содержат один атом водорода: HCl, HCN, HNO3 и др.;

25

- двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода: H2SO4, H2SO3, H2СO3 и др.;

- трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода: H3PO4, H3ВO3, H3АsO4 и др.;

2) По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:

- бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода: HCl, HCN, H2S и др.;

- кислородсодержащие, молекулы которых содержат атомы кислорода:

HNO3, H2SO4, H3PO4 и др. Кислородсодержащие кислоты относят к гидроксидам.

Они являются продуктами соединения кислотных оксидов с водой. Например:

SO3 + H2O= H2SO4

Важнейшие кислоты: HClсоляная, HNO3- азотная, H2SO4-серная,

Названия других кислот приведены в таблице 4 в разделе «Приложения».

Соли – это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов и кислотные остатки. Различают средние, кислые, основные, комплексные и двойные соли.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла или гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток кислоты. Например:

3CaCl2 + 2H3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl

Номенклатура средних солей

Название средней соли составляется из названия кислотного остатка кисло-

ты и названия катиона металла с указанием в скобках его валентности римскими цифрами. Например: СuСОз - карбонат меди (II), Сu2CO3 - карбонат меди (I),

МgSO4 - сульфат магния, Ва3(PO4)2 - фосфат бария, К2S - сульфид калия.

Если атомы водорода в кислоте частично замещены на металл, то кислот-

ный остаток будет содержать один или несколько атомов водорода, и соль, обра-

зованная таким кислотным остатком, называется кислой солью. Кислые соли могут образовывать лишь многоосновные кислоты. Например, в ортофосфорной кислоте может происходить последовательное замещение атомов водорода на

26

атом металла, и она способна образовывать две кислых соли: КН2PO4 и K2HPO4

или Mg(H2PO4)2 и MgHPO4.

Номенклатура кислых солей

Название соли составляется аналогично средним солям с прибавлением приставки "гидро". Например: КН2PO4 – дигидрофосфат калия, К2HPO4 - гидро-

фосфат калия, Са(НСОз)2 - гидрокарбонат кальция.

Основные соли - являются продуктами неполного замещения гидроксид -

ионов в основании на кислотный остаток кислоты. Такие соли содержат в своем составе гидроксид-ион ОН−. Например, СuОНСl,

(СаОН)2СОз, ВаОНNОз.

Номенклатура основных солей

Название основной соли составляется из названия средней соли с добавле-

нием приставки «гидроксо». Например, CuOHCl – гидроксохлорид меди (II), (CaOH)2CO3 – гидроксокарбонат кальция, Al(OH)2NO3 – дигидроксо нитрат алю-

миния.

Превращение кислых и основных солей в средние возможно осуществить при взаимодействии их с соответствующими основными или кислотными гид-

роксидами, например:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 + 2H2O

(CaOH)2SO4 + H2SO4→ 2CaSO4 + 2H2O

Комплексные соли, например K4[Fe(CN)6] –гексацианоферрат (II) калия,

Na[Al(OH)4] – терагидроксоалюминат натрия.

Встречаются также двойные соли, в молекулах которых содержатся два разных катиона: KAl(SO4)2 - сульфат алюминия-калия, СaBa(CO3)2 – карбонат кальция-бария.

Существуют и так называемые смешанные соли, которые образованны од-

ним и тем же катионом металла, но различаются анионами, например:

BaClNO3 – хлорид-нитрат бария.

С химическими свойствами неорганических соединений студенты должны ознакомиться самостоятельно по рекомендуемой литературе.

27

1.3.1. Методические указания и уровень требований к знаниям

студентов по теме

Студент должен:

знать:

-классы неорганических соединений на основании характерных химических свойств;

-номенклатуру химических соединений;

уметь:

-изображать формулы неорганических соединений по их названию;

-записывать уравнения взаимопревращений различных классов соединений;

-на основе химических свойств соединений прогнозировать поведение конкрет-

ного соединения в окружающей среде (атмосфере, почве, воде);

владеть:

- методами решения задач по неорганической химии.

1.3.2. Контрольные задания 31-40

Осуществите превращения между веществами в схемах; составьте соот-

ветствующие уравнения реакций:

28

1.4. Равновесия в растворах электролитов

Данная тема содержит следующие разделы:

1) Понятие о растворах. Растворитель, растворенное вещество и характер их вза-

имодействия между собой.

2)Способы выражения концентрации растворов.

3)Водные растворы электролитов, механизм электролитической диссоциации.

Диссоциация кислот, оснований и солей.

4) Количественные характеристики диссоциации: степень и константа диссоциа-

ции.

5) Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водород-

ный и гидроксильный показатели.

6)Ионные реакции в растворах электролитов, условия протекания.

7)Реакции гидролиза солей в водных растворах, механизм и условия их протека-

ния. Количественные характеристики процесса гидролиза солей.

8)Буферные растворы, типы, механизм действия.

29

9)Значение процесса гидролиза, реакции сред для экологического равновесия в атмосфере, почве и воде.

Понятие растворов

Растворы - это гомогенные газофазные, твердые или жидкие многокомпо-

нентные системы, состав которых может меняться в широких пределах и между компонентами которых возможны химические и физические взаимодействия.

Растворы - это сложные системы, включающие растворитель, растворенное ве-

щество и продукты их взаимодействия (сольватированные молекулы, ионы, их ассоциаты и продукты более глубокого их взаимодействия, например, гидроли-

за). Растворенное вещество взаимодействует с молекулами растворителя, образуя непрочные химические соединения сольваты; если растворитель – вода, эти со-

единения называются гидратами. Растворы - это не статические системы, в них обратимо протекают процессы диссоциации – ассоциации, нейтрализации – гид-

ролиза, сольватации – десольватации. Растворитель обладает определённым зна-

чением диэлектрической проницаемости ε. Величина ε показывает во сколько раз сила притяжения двух зарядов в вакууме больше силы притяжения зарядов в растворителе. Вода – уникальный растворитель, ε = 81; для этилового спирта

C2H5OH ε = 25; для четыреххлористого углерода CCl4 ε =2.2. Диэлектрическая проницаемость εH2O = 81 показывает, что при попадании вещества в воду проч-

ность химической связи в молекуле его ослабевает в 81 раз, и молекула вещества становится источником ионов, т.е. происходит процесс электролитической диссо-

циации. В биологических системах, в растительных и животных клетках, в объ-

ектах окружающей среды (почве, воде, атмосфере) наибольшее значение имеют жидкие водные растворы. Свойства растворов зависят от их состава. Для выраже-

ния состава существуют разные способы выражения концентрации растворов.

1.4.1. Способы выражения концентрации растворов

Концентрация – величина, выражающая относительное содержание рас-

творенного вещества в растворе. Из известных способов выражения концентра-

ции растворов рассмотрим:

30