Тема № 2 Основные классы неорганических соединений

Основные понятия и законы химии

Физические величины и их единицы, применяемые в химии (система единиц СИ, а также допускаемые к применению наравне с единицами СИ)

Химия – естественная наука, изучающая состав, строение и свойства, а также превращения простых и сложных веществ. Химия ограничивается только теми превращениями, которые затрагивают так называемые валентные электроны атомов, свободных или входящих в соединения.

Атом – наименьшая частица элемента, сохраняющая его химические свойства. Атом характеризуется абсолютной атомной массой, выражаемой в граммах, килограммах, относительной атомной массой (безразмерная величина), зарядом ядра атома, общим числом электронов, электронной конфигурацией внешнего электронного уровня.

Элемент – вид или сорт атомов, имеющих одинаковый заряд ядра. Например, все атомы в природе имеющие заряд ядра +11 образуют элемент натрий.

Молекула – наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства. Молекулы образуются за счёт объединения атомов, сопровождающегося выигрышем энергии. Молекула характеризуется абсолютной молекулярной массой, выражаемой в граммах, килограммах, относительной молекулярной массой (безразмерная величина), молярной массой (г/моль).

Относительная атомная масса (Ar) – величина, показывающая, во сколько раз масса атома больше 1/12 части массы атома изотопа углерода с массовым числом 12. Величины Ar даны в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Относительная молекулярная масса (Mr) – величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 части массы атома изотопа углерода с массовым числом 12. Mr подсчитывают, пользуясь величинами относительных атомных масс Ar соответствующих химических элементов с учётом числа их атомов, входящих в состав молекулы данного вещества. Например, H2SO4:

Mr(H2SO4) = 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O) = 2*1 + 32 + 4*16 = 98.

Моль – количество вещества, содержащее столько же структурных частиц (молекул, атомов, ионов) сколько атомов содержится в 0,012 кг (12 г) атома изотопа углерода 12. Число частиц, содержащихся в 1 моле любого вещества равно числу Авогадро (NА), равно 6,02*10²³ моль^-1.

Молярная масса (M) – масса вещества, взятого в количестве одного моля. Численно молярная масса равна молекулярной массе, измеряется в килограммах на моль (кг/моль), граммах на моль (г/моль):

M(СО2) = 44 (г/моль).

Между массой вещества (m, г), количеством вещества (υ, моль) и молярной массой (M, г/моль) существует связь:

m = υ*M; υ = m/M; M = m/υ;

Пример 1. Сколько молей в 80 г гидроксида натрия NaOH?

Решение: m(NaOH)=80 г, M(NaOH)=40г/моль

υ = m/M = 80 г/40г/моль = 2 моля.

Пример 2. В каком количестве серной кислоты содержится 2 моля серы?

Решение: В одном моле серной кислоты содержится один моль серы:

H2SO4 – S

Следовательно, 2 моля серы будут содержаться в 2 молях серной кислоты: m(H2SO4) = M(H2SO4)*υ; m(H2SO4) = 98*2 = 196 (г).

Пример 3. В каком количестве азотной кислоты столько же молекул, сколько их в 585г хлорида натрия?

Решение: m(NaCl)=585г; M(NaCl)=58,5г/моль; M(HNO3)=63г/моль.

Найдём количество молей в 585г NaCl:

υ(NaCl) = 585г/58,5г/моль = 10 моль.

В моле любого вещества содержится одинаковое число молекул, поэтому в 10 молях азотной кислоты будет столько же молекул, сколько их содержится в 10 молях хлорида натрия NaCl:

m(HNO3) = 10моль*63г/моль = 630г.

Пример 4. Вычислить массу молекулы кислорода.

Решение: M(О2)=32 г/моль; NA=6,02*10^-23моль^-1.

m(O2)=M(О2)/NA; m(O2)=32г/моль/6,02*10^-23моль^-1=5,31*10^-23г.

Химическая формула – условная запись состава молекул простых и сложных веществ при помощи химических символов, числовых индексов и коэффициентов. Например: Аl2(SO4)3*18H2O

^{символ индекс коэффициент}

Химическая формула указывает на:

а) качественный состав, т.е. из каких элементов состоит молекула вещества;

б) количественное соотношение элементов в молекуле;

в) молекулярную массу;

г) молярную массу;

д) массовое соотношение между элементами;

е) название вещества.

Пример 1. Вычислить массовую долю фосфора в двойном суперфосфате

Ca(H2PO4)2*H2O.

Решение: ω(элемента)=m(элемента)/m(вещества)*100% =

= M(элемента)*n/Mr(вещества)*100% = Ar(элемента)*n/Mr(вещества)*100%

Mr(Ca(H2PO4)2*H2O)=40+(2+31+64)*2+18=252 г/моль

ω(Р) = 31*2*100/252 = 24,60%.

Пример 2. Вывести простейшую формулу соединения, содержащего 6,67% водорода, 39,97% углерода, 53,36% кислорода.

Решение: Находим число атомов водорода, углерода, кислорода в молекуле соединения НxОyХz.

Ar(H)=1; Ar(C)=12; Ar(O)=16

x:y:z = 6,67/1:39,97/12:53,36/16;

x:y:z = 6,67:3,33:3,33.

Все числа отношения делим на наименьшее и получаем x:y:z=2:1:1. Простейшая формула соединения Н2СО.

Пример 3. При анализе образца цинковой руды установлено, что 100г руды содержат 32,5г цинка. Какова массовая доля (%) сульфида цинка в руде?

Решение: M(ZnS)=97 г/моль,

А(Zn)=65 г/моль

ZnS – Zn

97г ZnS содержат 65г цинка

Х г ZnS содержат 32,5г цинка

Х = 97*32,5/65 = 48,5 (г).

ω(ZnS) = m(ZnS)/m(руды) = 48,5*100%/ 100 = 48,5%.

Уравнение химической реакции – запись химического процесса при помощи химических формул. Оно характеризует качественную сторону реакции (какие вещества вступили в реакцию и какие получились) и количественную сторону (какие количественные отношения между исходными и полученными веществами).

Стехиометрические коэффициенты – коэффициенты, стоящие перед формулами веществ в уравнениях реакций. Они определяют соотношения количеств исходных веществ (в моль) и продуктов реакции. Например, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции получения простого суперфосфата:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 Ca(H2PO4)2 +2CaSO4

стехиометрические коэффициенты

свидетельствуют, что для получения 1 моль дигидрофосфата кальция Ca(H2PO4)2 надо взять 1 моль фосфата кальция Ca3(PO4)2 и 2 моль серной кислоты.

1. Нахождение массы и объёма вещества по заданному количеству (массе) другого вещества.

Пример 1. Сколько граммов соляной кислоты НCl пойдёт на нейтрализацию 3,7г

гидроксида кальция Са(ОН)2?

Решение: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

M(HCl)=36,5 г/моль; M(Ca(ОН)2)=74 г/моль

υ(Са(ОН)2) = 3,7/74 = 0,05 моль.

Для нейтрализации 0,05 моль Са(ОН)2 по уравнению реакции требуется 0,1 моль НСl.

Масса соляной кислоты: m(HCl) = M(HCl)*υ(HCl);

m(HCl) = 36,5*0,1 = 3,65 (г).

Пример 2. Какую массу и какой объём азота можно получить при разложении 96г нитрита аммония NH4NO2 при н.у.?

Решение: NH4NO2 = N2 + 2H2O

M(NH4NO2) = 64 г/моль; M(N2) = 28 г/моль

υ(NH4NO2) = m(NH4NO2)/M(NH4NO2); υ(NH4NO2) = 96/64 = 1,5 моль.

По уравнению реакции 1,5 моль нитрита образуют 1,5 моль азота.

Рассчитываем массу азота: m(N2) = υ(N2)*M(N2); m(N2) = 1,5 + 28 =42 (г).

Рассчитываем объём азота при н.у.: V(N2) = υ(N2)*22,4; V(N2) = 1,5*22,4 = 33,6 (л).

2. Определение массовой или объёмной доли (в %) выхода продукта реакции от теоретически возможного.

Выход вещества – отношение практически полученной массы или объёма вещества к массе или объёму, которые должны были получиться согласно уравнению химической реакции (выражается в %).

Пример 1. Из 56г азота синтезировано 48г аммиака. Каков выход аммиака в процентах к теоретическому?

ω%(выхода) = практический выход*100%/теоретический выход

N2 + 3H2 = 2NH3

M(N2) = 28 г/моль; M(NH3) = 17 г/моль

υ(N2) = m(N2)/M(N2); υ(N2) = 56/28 = 2 моль.

По уравнению реакции из 2 молей азота образуется 4 моля аммиака.

Рассчитываем теоретическую массу аммиака: m(NH3) = υ(NН3)*M(NH3);

m(NH3)= 4*17=68 (г)

Выход аммиака (%):ω%(выхода) = 48*100/68 = 70,50%.

Пример 2. При разложении нитрита аммония массой 32г выделилось 7,5л азота (н.у.). Определить объёмную долю (в %) выхода.

ω%(выхода) = V(практический)*100%/V(теоретический)

NH4NO2 = N2 + 2H2O

M(NH4NO2) = 64 г/моль; υ(NH4NO2) = 32/64 = 0,5 моль.

По уравнению реакции из 0,5 моля соли образуется 0,5 моля азота.

V(N2)(теоретический) = 0,5*22,4 = 11,2 (л)

ω%(выхода) = 7,5*100/11,2 = 66,96%.

3. Вычисление массы продукта по известной массе исходного вещества, содержащего определённую массовую долю (%) примесей.

Пример 1. Сколько кг извести можно получить при разложении 20кг известняка,

содержащего 92% СаСО3?

ω(СаСО3) = 92%, значит ω(примесей) = 8%

m(СаСО3) = m*ω%/100%; m(СаСО3) = 20*92/100 = 18,4 (г)

СаСО3 = СаО + СО2

M(СаСО3) = 100г/моль; M(СаО) = 56г/моль

Рассчитываем количество молей карбоната кальция: υ(СаСО3)=18,4/100=0,184 моль.

По уравнению реакции из 0,184 моль СаСО3 образуется 0,184 моль СаО.

Рассчитываем массу оксида кальция (извести): m(СаО) = υ(СаО)*M(СаО);

m(СаО) = 0,184*56 = 10,3 (г).

Пример 2. Какова масса азота, содержащегося в 2кг удобрения, содержащего 80% нитрата калия КNО3?

ω(КNО3) = 80%, значит ω(примесей) = 20%

m(КNО3) = 2*10³*80/100 = 1,6*10³ (г).

N2 – 2КNО3

1 моль азота эквивалентен 2 молям нитрата калия.

Рассчитываем количество молей нитрата калия:

υ(КNО3) = 1,6*10³/101 = 15,84 моль, азота: υ(N2) = 15,84/2 = 7,92 моль.

m(N2) = υ(N2)*M(N2) = 7,92*28 = 221,8 (г).

4. Расчёты по химическим уравнениям, когда одно из реагирующих веществ дано в избытке,

Расчёты количества (массы) продукта реакции ведётся по веществу, взятому в недостатке.

Пример 1. Определить массу гидроксида кальция, полученного при взаимодействии воды массой 36г и оксида кальция массой 5,6г.

СаО + H2O = Ca(OH)2

M(СаО) = 56г/моль; M(Н2О) = 18 г/моль; M(Ca(ОН)2)=74 г/моль

Рассчитываем количество молей исходных веществ: υ(СаО) = 36/56 = 0,65 молей

υ(Н2О) = 5,6/18 = 0,3 молей

Проводим расчёты по воде, взятой в недостатке. По уравнению реакции 0,3 моля воды образуют 0,3 моля гидроксида, поэтому масса Ca(OH)2:

m(Са(ОН)2)=υ(Са(ОН)2)*M(Ca(ОН)2); m(Са(ОН)2) = 0,3*74 = 22,20 (г).

5. Решение задач на смеси.

Пример 1. 3г смеси алюминия с медью обработали соляной кислотой НСl и собрали 5л водорода при н.у. Определить массовую долю меди в смеси. Из указанных металлов с соляной кислотой взаимодействует только алюминий:

2Аl + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

A(Al) = 27г/моль; M(Н2) = 2 г/моль

Рассчитываем количество водорода (н.у.): υ(Н2) = 5/22,4 = 0,0223 моля.

υ(Al):υ(Н2) = 2:3, по уравнению реакции. Отсюда:

υ(Al) = υ(Н2)*2/3 = 0,0223*2/3 = 0,0149 моля.

m(Al) = 27*0,0149 = 0,49 (г).

m(Cu) = m(смеси)-m(Al); m(Cu) = 3-0,49 = 2,51 (г).

Массовая доля меди в смеси: ω(Cu) = m(Cu)*100/m(смеси) = 2,51*100/3 = 83,70 (г).

Закон Авогадро

Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых температурах и давлении содержится одинаковое количество молекул.

Следствие 1. При нормальном давлении (101,3кПа=1атм) и температуре 0^◦С (273°К) моль любого газа занимает объём 22,4л (Vm – молярный объём газа при н.у.).

Следствие 2. Плотности двух газов при одних и тех же давлениях и температурах прямо пропорциональны их молярным массам.

Отношение массы определённого объёма одного газа к массе такого же объёма другого газа (взятого при тех же условиях), называется плотностью первого газа по второму (Д).

Д = m1/m2 = M1/M2, отсюда M1 = M2*Д.

Если газом сравнения является водород, то Мr = 2Дн2, если воздух – Мr = 29Дв, где 2 – молекулярная масса водорода, 29 – средняя молекулярная масса воздуха.

Пример 1. Вычислить объём 5 молей азота (н.у.).

Решение: V = Vm*υ; V(H2) = 22,4л/моль*5моль = 112л.

Пример 2. Вычислить молярную массу углекислого газа, если плотность его по водороду равна 22.

Решение: M(СО2) = 2Дн = 2*22 = 44 (г/моль).

Пример 3. Сколько молекул содержится в 1,5л кислорода (н.у.)?

Решение: моль газа содержит 6,02*10²³ молекул и занимает объём 22,4л

(н.у.), поэтому: 22,4л О2 содержат 6*10²³ молекул

1,5л О2 содержат х молекул

х = 1,5*6,02*10²³/22,4 = 4*10²² (молекул).

Пример 4. Вычислить массу 1л оксида углерода (II) (н.у.).

Решение: M(СО) = 28 г/моль; Vm = 22,4 л.

28г СО занимают 22,4л

Хг СО занимают 1л

Х = 28*1/22,4 = 1,25 (г).

Пример 5. Вывести молекулярную формулу вещества, содержащего 85,7% углерода, 14,3% водорода. Плотность пара этого вещества по воздуху равна 1,448.

Решение: находим отношение числа атомов углерода х к числу атомов водорода у в молекуле углеводорода СхНу:

х:у = 85,7/12 : 14,3/1; х:у = 7,14/14,3 = 1:2.

Следовательно, простейшая формула вещества СН2. Определяем молекулярную массу вещества: M = 29*Дв = 29*1,448 = 42, т.е. в 3 раза больше.

Мr(СН2) = 14.

Значит, истинная формула углеводорода - С3Н6.

Закон эквивалентов

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону.

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону водорода или одному электрону, называют фактором эквивалентности.

Фактор эквивалентности (fэкв) рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов реакции.

В кислотно-основной реакции между сероводородом и гидроксидом натрия, взятом в избытке, H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2О, участвуют оба катиона водорода. В этом случае одному катиону Н⁺ соответствует 1/2 молекулы H2S, а fэкв(H2S)=1/2.

Если же реакция протекает с образованием гидросульфида,

H2S + NaOH = NaНS + 2H2О,

то в каждой молекуле замещается один катион водорода. В этом случае одному иону водорода соответствует одна молекула сероводорода, fэкв(H2S)=1.

В окислительно-восстановительной реакции горения сероводорода

2H2S + 3O2 = 2Н2О + 2SО2

степень окисления серы меняется с -2 до +4, молекула серы теряет шесть электронов, т.е. одному электрону соответствует 1/6 молекулы H2S, fэкв(H2S)=1/6.

Количество эквивалента измеряется в молях. Масса одного моль эквивалента, т.е. молярная масса эквивалента, равна произведению фактора эквивалента на молярную массу вещества.

Например, молярная масса эквивалента сероводорода в кислотно-основной реакции с избытком гидроксида натрия:

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2О

M(H2S) = f(H2S) * M(H2S); M(H2S) = 1/2 * 34г/моль = 17 г/моль.

В реакции горения:

H2S^2- + O2 = Н2О + S⁴⁺О2

M(H2S) = f(H2S) * M(H2S); M(H2S) = 1/6 * 34г/моль = 5,67 г/моль.

Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ относятся между собой как их молярные массы эквивалентов:

m1/m2 = Mэ1/Mэ2; Mэ(О2) = 8 г/моль; Mэ(Н2) = 1 г/моль.

Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то при нормальных условиях: m1/V2 = Mэ1/Vэ2; Vэ(О2) = 5,6 л/моль; Vэ(Н2) = 11,2 г/моль, где Vэ – молярный объём эквивалента вещества.

Пример 1. При сгорании 5,00г металла образуется 9,44г оксида металла.

Вычислить молярную массу эквивалента металла.

Решение.

Находим массу кислорода: m(О) = m(MeO) – m(Me) = 9,44г – 5,00г = 4,44 г.

Используем закон эквивалентов: m(Me)/m(O2) = Mэ(Me)/Mэ(О);

Mэ(Me) = m(Me) * Mэ(О)/ m(O2);

Mэ(Me)=5,00г*8г/моль/4,44г=9,01г/моль.

Пример 2. На восстановление 2,50г оксида металла израсходовано 1,40л водорода (н.у.). Вычислить массы эквивалентов оксида и металла.

Решение.

Используем закон эквивалентов: m(MeO)/V(Н2) = Mэ(MeО)/Vэ(Н2);

Mэ(MeО) = m(MeO) * Vэ(Н2)/V(Н2);

Mэ(MeО)=2,50г*11,2л/моль/1,40=20,00г/моль.

Mэ(Me) = Mэ(MeО) - Mэ(О2);

Mэ(Me) = 20,00г/моль-8г/моль=12,00 г/моль.

Пример 3. При взаимодействии серной кислоты с избытком щёлочи образовалась соль NaHSO4, при избытке кислоты – соль Na2SO4. Найти значения молярных масс эквивалентов серной кислоты в первом и втором случае.

Решение.

В первом случае реакция протекает по уравнению:

NaOH + Н2SО4 = NaHSО4 + H2O

В реакции принимает участие одон катион водорода Н⁺, т.е. фактор эквивалентности fэкв(H2SО4) = 1.

M(H2SO4) = 98 г/моль, а Mэ(H2SO4) = M(H2SO4) * fэкв = 98г/моль*1 = 98 г/моль.

Во втором случае реакция протекает по уравнению:

Н2SО4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

В реакции принимают участие два катиона водорода Н⁺, т.е. фактор эквивалентности fэкв(H2SО4) = 1/2.

Mэ(H2SO4) = M(H2SO4) * fэкв; Mэ(H2SO4) = 98г/моль * 1/2 = 49 г/моль.

Пример 4. Вычислить молярную массу эквивалента перманганата калия КMnO4 при взаимодействии с сульфатом железа (II) FeSO4 в кислой среде.

Решение.

Перманганат участвует в реакции по уравнению:

2КMnO4 + 10FeSO4 + 8Н2SО4 = 2MnO4 + 5Fe2(SO4)3 + К2SО4 + 8H2O

MnO4^– + 8Н⁺ + 5 ē Mn²⁺ +4H2O 2

2Fe²⁺ - 2 ē 2 Fe³⁺ 5

Молекула перманганата присоединяет пять электронов, т.е. одному электрону соответствует 1/5 молекулы КMnO4, fэкв(KMnO4) = 1/5.

Mэ(KMnO4) = M(KMnO4) * fэкв; Mэ(KMnO4) = 158г/моль * 1/5 = 31,60 г/моль.

Тема № 2 Основные классы неорганических соединений

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Генетическая связь основных классов неорганических соединений.

элементы

металлы амфотерные элементы неметаллы