onch_posobie

4. Кислород и водород образуют между собой два соединения. В одном содержится 88,9 % кислорода, в другом 94,12 %. Как соотносятся между собой МЭ кислорода в этих соединениях?

(Отв. 1:2)

5.Вычислите МЭ ортофосфорной кислоты в реакциях получения гидрофосфата, дигидрофосфата и фосфата кальция.

6.При взаимодействии 20,83 г галогенида бария с сульфатом натрия получено 23,33 г осадка. Вычислите МЭ галогена и назовите его.

(Отв. 35,5 г/моль)

7. Сколько литров кислорода, измеренного при н.у., расходуется при сгорании 2,4 г металла, МЭ которого равна 12 г/моль ?

(Отв. 1,12 л)

8.При растворении 0,582 г двухвалентного металла в азотной кислоте

ипоследующем разложении полученной соли образовалось 0,728 г оксида этого металла. Вычислите МЭ металла и назовите его.

(Отв. 32 г/моль)

9. Рассчитайте МЭ металла, зная, что 0,584 г его вытесняют из кислоты 218,3 мл Н2, измеренного при 17 оС и 740 мм рт.ст.

(Отв. 32,7 г/моль)

10. Определите массу серной и ортофосфорной кислот, которые по отдельности вступают в реакцию полной нейтрализации с 0,1 моль эквивалента гидроксида бария.

(Отв. 4,9 г; 3,27 г)

11. Атомная масса трехвалентного металла равна 45. Используя закон эквивалентов, рассчитайте МЭ его соединений: гидрида, сульфита, нитрата.

(Отв. 16 г/моль, 55 г/моль, 72 г/моль)

12. При нагревании 20,06 г металла получено 21,55 г оксида. Вычислите МЭ металла.

(Отв. 107,7 г/моль)

13. Вычислите массу ортофосфорной кислоты, реагирующей с 20 г гидроксида натрия, если в результате образуется дигидрофосфат натрия.

(Отв. 49 г)

14. Вычислите МЭ сульфата алюминия в реакции с гидроксидом калия, если образуется сульфат гидроксоалюминия.

(Отв. 171 г/моль)

15. При взаимодействии 1,4 г металла с кислотой получено 420 мл Н2, измеренного при 20 oС и давлении 780 мм рт. ст. Вычислите МЭ металла.

(Отв. 39 г/моль)

16. Вычислите МЭ карбоната магния, если на растворение 8,4 г этой соли было израсходовано 33,2 мл 20 %-го раствора HCl ( = 1,1 г/мл).

(Отв. 42 г/моль)

17. Какова масса металла, МЭ которого равна 26 г/моль, вытесняющая из кислоты 1,1 л водорода (н.у.).

(Отв. 2,55 г)

11

18. Металл массой 16,8 г взаимодействует с 14,7 г H2SO4. Рассчитайте МЭ металла и объем выделившегося Н2 (н.у.).

(Отв. 56 г/моль, 3,36 л)

19.Вычислите МЭ хрома в соединениях Cr2O3, Na3[Cr(OH)6], K2Cr2O7, CaCrO4, а также МЭ указанных соединений.

20.При взаимодействии 0,376 г трехвалентного металла вытеснили из кислоты 0,469 л водорода (н.у.). Вычислите молярный объем эквивалента водорода, если МЭ металла равна 8,99 г/моль. Какой это металл?

(Отв. 11,2 л)

21.Вычислите МЭ сульфата гидроксоалюминия в реакции образования гидроксида алюминия.

22.Вычислите МЭ элемента, 0,446 г которого вытеснили из HCl при 21 оС и 100 кПа 184 мл водорода.

(Отв. 29,6 г/моль)

23.Вычислите МЭ серной кислоты, если 98,08 г ее реагируют с 24,32 г Mg.

24.Вычислите МЭ хлорида никеля, если 1,621 г его реагируют с 1 г NaOH. Какова степень окисления никеля в этой соли?

(Отв. 64,84 г/моль)

25. Железо, 6,22 г, реагирует с 91,8 мл 12,5 %-го раствора HCl ( = = 1,06 г/мл). Каковы МЭ железа и его степень окисления в соли?

(Отв. 18,62 г/моль)

26. Воздух содержит 21 % кислорода, 78 % азота и 1 % углекислого газа (по объему). Вычислите парциальные давления этих газов, приняв давление воздуха 101,3 кПа.

(Отв. 21,27; 79,01 и 1,01 кПа)

27. В закрытом сосуде емкостью 5,6 л находится при 0 оС смесь, состоящая из 2,2 г оксида углерода(IV), 4 г кислорода и 1,2 г метана. Вычислите общее давление газовой смеси и парциальные давления каждого из газов.

(Отв. 101,28; 20,26; 50,64 и 30,38 кПа)

28. В баллоне емкостью 56 л содержится смесь, состоящая из 4 моль СН4, 3 моль Н2 и 0,5 моль СО. Вычислите общее давление смеси газов и их парциальные давления.

(Отв. 303,9; 162,18; 121,56 и 20,26 кПа)

29.Определите формулу интерметаллического соединения, образующегося при сплавлении меди и железа и содержащего 53,2 % меди.

30.Вещество состоит из меди и серы. Из 0,667 г этого вещества получено 0,556 г оксида меди(II). Вычислите массовый (процентный) состав вещества, найдите его формулу.

(Отв. Cu= 66,7 %)

31. Чему равно n в Cu(NO3)2 nH2O, если после обезвоживания 0,966 кристаллогидрата получено 0,75 г Cu(NO3)2.

(Отв. 3)

12

45. Гидроксид лантана можно получить разложением фосфида лантана водой. Вычислите массу полученного La(OH)3 , если в результате реакции выделилось 0,896 л фосфина (н.у.).

(Отв. 7,6 г)

46.Выведите формулу оксида ванадия, зная, что в 2,73 г соединения содержится 1,53 г ванадия.

47.При 32 оС и 102308 Па газ занимает объем 245 л. Вычислите, какой объем займет газ при н.у.

(Отв. 221,5 л)

48. Вычислите молярную массу диоксида углерода, если относительная плотность его по водороду равна 22. Во сколько раз этот оксид тяжелее воздуха?

(Отв. в 1,5 раза)

49. Каков объем при н.у. 1,5 моль N2 и 22 г СО2?

(Отв. 33,6 л;11,2 л)

50. Масса 0,344 л газа при 42 оС и 103 кПа равна 0,866 г. Вычислите молярную массу газа.

(Отв. 64 г/моль)

51. Какой объем займет газ при н.у., если при 29 oС и давлении 99 кПа газ занимает объем 164 мл?

(Отв. 144,9 мл)

52. Какое вещество и в каком количестве останется в избытке, если взаимодействуют по 85 г газообразных HCl и аммиака?

(Отв. 2,67 моль)

53. Какая масса концентрата ванадата аммония с массовой долей 25 % нужна для получения 9,1 г V2О5, если выход продукта составляет 70 %? Какой объем аммиака (н.у.) выделится при этом?

(Отв. 66,86 г; 3,2 л)

54. Сколько литров СО2 (н.у.) выделилось при восстановлении оксида железа(III) оксидом углерода(II), если получено 4,48 г Fe?

(Отв. 2,69 л)

55. Сколько негашеной извести можно получить при термическом разложении 1 кг известняка, содержащего 87 % CaCO3?

(Отв. 487,2 г)

56. Какой объем воздуха (н.у.) потребуется для сжигания FeS2, чтобы получить 1 м3 SO2? Объемное содержание кислорода в воздухе принять

равным 21 %.

(Отв. 6,55 м3)

14

2. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. НОМЕНКЛАТУРА

По составу неорганические соединения делятся на простые и сложные (рис. 2.1). Простые состоят из атомов одного химического элемента, сложные – из двух (бинарные соединения) и более элементов.

2.1. Классификация простых веществ

Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Каждый атом имеет свой атомный номер Z, характеризующий заряд, то есть число протонов в ядре, а следовательно, и число электронов в атоме, и массовое число А, равное сумме числа протонов и нейтронов в атоме. Связь символа элемента Э, атомного номера и массового числа представляется следующей записью:

Символ химического элемента происходит, как правило, от одной или двух начальных букв его латинского названия. Некоторые русские названия элемента не совпадают с латинскими (табл. 2.1).

Таблица 2.1 Символы некоторых элементов и их русские и латинские названия

* Название произошло от имени посланника римских богов Меркурия

15

Рис. 2.1. Схема классификации неорганических соединений

1

Некоторые группы элементов имеют специальные названия:

щелочные – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;

щелочно-земельные – Ca, Sr, Ba, Ra;

галогены – F, Cl, Br, I, At; халькогены – O, S, Se, Te, Po;

благородные газы – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn;

элементы семейства железа – Fe, Co, Ni;

элементы семейства платины – Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt;

лантаноиды – элементы с порядковым номером 58 – 71; актиноиды – элементы с порядковым номером 90 – 103;

пинкогены – N, P, As, Sb, Bi – название «пинкогены» международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC – ИЮПАК) окончательно не принято.

Все простые вещества по числу электронов на внешнем энергетическом уровне атомов делятся на металлы и неметаллы.

Неметаллы – элементы, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне число электронов больше четырех. Исключение составляют углерод и кремний (4 электрона), бор (3 электрона), гелий (2 электрона) и водород (1 электрон).

Атомы неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях могут как отдавать, так и принимать электроны, то есть проявляют в химиче-

ских соединениях как отрицательную, так и положительную степень окисления. Например, S+4O2, N+2O, H2S-2, N-3H3. Подробно о расчете степеней

окисления см. подразд. 11.1.

Металлы – элементы, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне число электронов, как правило, меньше четырех. Исключение составляют олово, свинец (4 электрона), сурьма и висмут (5 электронов).

Атомы металлов в окислительно-восстановительных реакциях спо-

собны только отдавать электроны и проявлять положительную степень окисления. Например, Sn+4O2, K+Mn+7O4.

Для простых веществ характерно существование их в различных аллотропных формах: у кислорода их две – O2 и O3; у углерода – алмаз, гра-

фит, карбин и фуллерены (С60, С70); у серы – S4, S6, S8 и др.

Используются систематические и специальные названия простых веществ, причем систематические образуются из названий соответствующих химических элементов, например: Zn – цинк, Hg – ртуть, Ar – аргон, N2 – азот и др. В названиях же аллотропических форм обязательно указывается число атомов данного элемента, например: О2 – дикислород; О3 – трикислород; S8 – октасера; S6 – гексасера и др. Специальные названия не связаны с названием химического элемента, а сложились исторически, например: О3 – озон, Р4 – белый фосфор, С(гекс) – графит, С(куб) – алмаз и др.

17

2.2. Классификация сложных неорганических соединений. Общие номенклатурные правила

Сложные вещества называются химическими соединениями. Различают соединения постоянного (дальтониды) и переменного

(бертоллиды) составов. Состав бертоллидов не отвечает стехиометрическим соотношениям элементов и соединений, например, оксид титана(IV)

имеет состав от TiO1,9 до TiO2.

Ниже рассматриваются номенклатурные правила составления химических формул и названий важнейших классов неорганических соединений. В зависимости от химических свойств сложные неорганические со-

единения подразделяются на оксиды, основания, кислоты и соли.

Существующие названия неорганических соединений систематизированы IUPAC – ИЮПАК. Важнейшим правилом номенклатуры ИЮПАК

является требование: название вещества имеет однозначный смысл.

Для названия химического вещества существующие номенклатурные правила ИЮПАК используют систематические, традиционные и специальные названия.

Систематические названия сложных веществ образуются из систематических названий электроотрицательных составляющих (анионов) и электроположительных составляющих (катионов). Катионы ставятся в формуле на первое место, анионы – на второе. Название вещества читается в обратном порядке, причем первым называется анион в именительном падеже, а затем катион – в родительном падеже.

Степень окисления рекомендуется указывать римскими цифрами в скобках без пробела после названия центрального атома. Примеры: Cr2O3 – триоксид дихрома, или оксид хрома(III); H2CrO4 – тетраоксохромат(VI) водорода; K2Cr2O7 – гептаоксодихромат(VI) калия; Cr(OH)3 – гидроксид хрома(III); H2SO4 – тетраоксосульфат(VI) водорода.

Количество одинаковых атомов или групп в молекуле вещества, как следует из примеров, указывается численными приставками (аналогично и для многоатомных катионов и анионов):

18

Для обозначения степени окисления элемента в формуле вещества используются арабские цифры с указанием знака « + » или « – », который

3 2 1 7 2 1 6 2

ставится слева от цифры. Примеры: Cr2 O3 ; K MnO4 , K2 Cr2 O7 .

При указании заряда иона также используются арабские цифры, но

знак « + » или « – » ставится справа от цифры. Примеры: Cr2O72-, SO42-; SO3S2-; S2-; B4O72-; NCS- и др.

Систематические названия используются тогда, когда для рассматриваемого вещества не существуют более краткие номенклатурные назва-

ния традиционные или специальные.

Традиционные названия – не дают точного представления о составе вещества, но они более краткие, чем систематические; название их – это дань историческим традициям (выходить за рамки списка традиционных названий не рекомендуется). Примеры: H2CrO4 – хромовая кислота; К2CrO4 – хромат калия; K2Cr2O7 – дихромат калия; H2SO4 – серная кислота; К2SO4 – сульфат калия; H2S – сероводородная кислота и др.

Рекомендуются к применению в номенклатуре специальные названия. Они не связаны с названием вещества или иона и требуют запоминания формул (выходить за рамки списка специальных названий не рекомендуется). Примеры: HN3 – азидоводородная кислота; NaN3 – азид натрия; H2O – вода; NH3 – аммиак; РН3 – фосфин; N2H4 – гидразин; SiH4 – силан, моносилан; B2H6 – диборан; CN- – цианид-ион; NO- – нитрозид-ион; HS- – гидросульфид-ион; NCS- – тиоцианат-ион; O22- – пероксид-ион; O3- – озо- нид-ион; OH- – гидроксид-ион и др.

Тривиальные названия не входят в номенклатуру названий неорганических веществ и их использование не рекомендуется, хотя они и встречаются в технической литературе. Примеры: Na2B4O7 – бура; Ca(OH)2 – гашеная известь; Al2O3 – глинозем; Na2SO3S – гипосульфит (тиосульфат) натрия; NaOH – каустик, каустическая сода, едкий натр; Na2CO3 – кальцинированная сода; КOH – едкое кали; K2CO3 – поташ; CO2 – углекислый газ; SiO2 – кремнезем и др.

2.2.1. Оксиды

Оксиды – соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления минус 2.

Номенклатура оксидов

Название оксидов складывается из слова «оксид» и названия образующего оксид элемента в родительном падеже с указанием его степени окисления (римской цифрой в круглых скобках), если она не постоянна. Например, CaO – оксид кальция, MnO – оксид марганца(II), MnO2 – оксид марганца(IV), Mn2O7 – оксид марганца(VII).

19

Оксиды по способности образовывать соли делятся на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные).

Солеобразующие оксиды по характеру химических свойств делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Косновным оксидам относятся оксиды металлов в низшей степени окисления (рис. 2.1). По отношению к воде они делятся на растворимые и практически не растворимые. Хорошо растворимы в воде оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba). Растворимые в воде оксиды взаимодействуют с водой и образуют гидроксиды основного характера – основания, которые также хорошо растворяются в

воде и называются щелочами. Например, Na2O + H2O = 2NaOH.

Основные оксиды других металлов, кроме щелочных и щелочноземельных, с водой в реакцию не вступают и в воде практически не растворяются.

Камфотерным оксидам относятся оксиды ряда элементов со степенью окисления +2, +3, +4 (рис. 2.1). Все амфотерные оксиды с водой в реакцию не вступают и в воде практически не растворяются.

Металлы, проявляющие переменную степень окисления, образуют оксиды, характер которых закономерно изменяется – с повышением степени окисления металла основные свойства оксидов убывают, а кислотные

возрастают. Например, CrO – основной оксид, Cr2O3 – амфотерный оксид, CrO3 – кислотный оксид.

Ккислотным оксидам относятся оксиды неметаллов и оксиды металлов с высшими степенями окисления (рис. 2.1). По отношению к воде они делятся на растворимые и практически не растворимые. Растворимые

вводе оксиды непосредственно взаимодействуют с водой и образуют гидроксиды кислотного характера, т.е. кислоты. Такие оксиды называют ан-

гидридами соответствующих кислот. Например, CO2 – ангидрид угольной кислоты, CrO3 – ангидрид хромовой кислоты.

Существуют оксиды, образованные одним и тем же элементом, но с разными степенями окисления. Например, Mn3O4 или Fe3O4. Они пред-

ставляют собой смесь оксидов: 2MnO MnO2 и FeO Fe2O3. Поэтому их правильнее называть двойными или смешанными.

Несолеобразующие оксиды (рис. 2.1) не вступают в реакции с водой, а также в обменные реакции с другими оксидами и гидроксидами.

Особую группу соединений металлов с кислородом образуют пероксиды. Это соединения некоторых металлов с кислородом, которые только формально (по их составу) могут быть отнесены к классу оксидов. По существу же они являются солями очень слабой двухосновной кислоты – пероксида водорода (Н2О2). Например, Na2O2 – пероксид натрия, BaO2 – пероксид бария. Для ряда очень активных металлов (K, Rb, Cs) могут быть получены надпероксиды общей формулой ЭО2 и озониды, например, КО3.

20