Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждениевысшего профессионального образования

РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ГИДРОМЕТЕОРОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Отделение заочного обучения

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯпо дисциплине

«ХИМИЯ»Классы неорганических соединений

Специальности:

Санкт-Петербург

2012

020804 – Геоэкология020602 – Метеорология020601 – Гидрология020603 – Океанология090106 - Информационная безопасность телекоммуникационных систем180304 – Морские информационные системы и оборудование180800 – Корабельное вооружение080502 – Экономика и управление на предприятии

Одобрено методическими комиссиями всех факультетов РГГМУ

УДК

Методические указания по дисциплине «Химия». Специальности: 020804 – Геоэкология, 020602 – Метеорология, 020601 – Гидрология, 020603 – Океанология, 090106 - Информационная безопасность телекоммуникационных систем, 180304 – Морские информационные системы и оборудование, 180800 – Корабельное вооружение, 080502 – Экономика и управление на предприятии. – СПб.: изд. РГГМУ, 2012. – 38 с.

В МУ даются указания по изучению разделов дисциплины и выполнению контрольной работы, приведена рекомендованная литература.

Составитель: к.х.н. Гончаров А.В., доцент РГГМУДурягина Е.Г., старший преподаватель РГГМУ

Ответственный редактор: д.х.н. Скакальский Б.Г., профессор РГГМУ

Гончаров А.В., Дурягина Е.Г., 2012 Российский государственный гидрометеорологический

университет (РГГМУ), 2012

2

ВВЕДЕНИЕ

Конспект лекций для слушателей отделения заочного обучения и подготовительных групп составлены с целью, оказать помощь в период подготовки к обучению и экзамену по химии в РГГМУ. В нем отражены только наиболее важные разделы темы «Классы неорганических соединений», даны примеры решения задач, а также литература, которую целесообразно использовать при обучении и подготовке к экзамену.

Пособие может быть полезно для студентов, не имеющих достаточных навыков в написании химических формул неорганических соединений и уравнений химических реакций, необходимых при изучении курса общей химии.

Пособие содержит минимальный объем информации, усвоение которой позволит начать успешное изучение курса общей химии.

Пособие рекомендуется студентам первых курсов всех факультетов РГГМУ

3

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВКачественный и количественный состав веществ выражают при

помощи химических формул. Например, формула H2SO4 показывает, что это молекула серной кислоты; которая состоит из 2 атомов водорода, 1 атома серы и 4 атомов кислорода. Числа, стоящие справа внизу, после символов элементов в формуле, показывают, сколько атомов данного элемента содержится в молекуле.

Формулы веществ составляют на основании валентностей (степеней окисления) элементов, образующих данное вещество. Валентностью называется способность атомов данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов других элементов. За единицу валентности принята валентность атомов водорода. Таким образом, валентность элементов в соединениях с водородом определяется числом атомов водорода, присоединяемых одним атомом данного элемента. Кислород соединяется с двумя атомами водорода, следовательно, он двухвалентен. Это дает возможность определять валентность элемента и из его соединения с кислородом.

Если строение сложного вещества неизвестно, то часто нет возможности установить истинную валентность всех атомов, входящих в состав структурной единицы этого вещества, поскольку количество и порядок связей между ними не определены. В таких случаях удобно пользоваться понятием степень окисления элемента.

Таким образом, составление эмпирических формул и образование названий химических соединений основано на знании и правильном использовании понятия степень окисления элементов.

Степень окисления элемента представляет собой величину условную, которая возникла из предположения о том, что молекулы всех неорганических соединений состоят из положительно и отрицательно заряженных частиц.

Алгебраическая сумма зарядов всех частиц в молекуле равна нулю, т.е. молекула в целом является электрически нейтральной частицей. Степени окисления элементов в простых веществах, например, А1, С, S, H2, O2, N2

и т. п., также принимаются равными нулю.Таким образом, свободные атомы и молекулы всегда имеют степень

окисления (заряд) равную нулю, обозначать которую при написании химических формул и уравнений не принято. При рассмотрении возможных степеней окисления химических элементов, степень окисления «0» обычно, также, не упоминается.

Химические элементы могут иметь единственное (кроме нуля) значение степени окисления в соединениях или несколько в зависимости от их природы. Так, например, элементы главных подгрупп I, II и III групп Периодической системы элементов имеют единственные значения степеней

4

окисления, соответствующие номеру группы, т.е. +1, +2 и +3. Элементы первых трех групп Периодической системы элементов являются металлами, поэтому отрицательных степеней окисления иметь не могут.

Все элементы побочных подгрупп не имеют отрицательных степеней окисления, поскольку, также являются металлами, но имеют несколько значений положительных величин степеней окисления.

Большинство элементов Периодической системы элементов имеют несколько значений величин степеней окисления в соединениях, поэтому необходимо уметь рассчитывать эту величину.

Сера, например, в соединениях бывает в степенях окисления +6 (SO3, H2SO4), +4 (SO2, Na2SO3), ноль (элементарная сера) и -2 (H2S).

Для расчета степени окисления принимают следующее:- атомы и молекулы заряда не имеют (0),- водород в соединениях имеет, как правило, степень окисления

+1,- кислород в соединениях имеет, как правило, степень окисления

-2. Исключением является перекись водорода Н2О2 и ее производные, в которых кислород имеет степень окисления -1.

Степень окисления других элементов рассчитывают исходя из того, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, образующих молекулу, должна быть равна нулю.

Zм,а = nа1*Z а1 + nа2*Z а2 + ….. nа i*Z а i

Где:Zм,а = 0, заряд свободных атомов или молекул,nаi*Zаi произведение числа атомов каждого вида, составляющих

молекулу, на их заряд (степень окисления).Например , рассчитаем степень окисления фосфора в соединении

Р2О3:0= np*Zp + no*Zo = 2* Zp + 3*(-2) = 2* Z p –62* Zp = 6 Zp = +3в соединении РН3 степень окисления фосфора -3, в соединении НВО2 степень окисления бора +3.Положительные значения степеней окисления иногда называют

валентностью по кислороду, а отрицательные значения степеней окисления – валентностью по водороду. Эти термины следует понимать следующим образом:

Элементы, имеющие положительные значения степеней окисления способны образовывать химические связи с элементами, степени, окисления которых отрицательны (частицы с разноименными зарядами притягиваются).

5

При образовании молекулы суммы положительных и отрицательных степеней окисления (суммарные заряды на атомах одного вида) должны быть равны.

В рассмотренном выше примере с молекулой Р2О3 суммарный заряд на атомах фосфора равен +6 (2* «+3»= +6), на атомах кислорода –6 (3* «-2»= -6). Суммарный заряд молекулы равен «0».

Для правильного изображения формул химических соединений следует помнить следующее:

1. Атомы соединяются в молекулы в соответствии с их валентностью. Для изображения формул химических соединений достаточно понимать под валентностью величину степени окисления без знака. Например, степени окисления +1 соответствует валентность 1, и степени окисления –1 соответствует валентность 1.

2. При образовании неорганических соединений в молекуле не может быть свободных валентностей. Например, в молекуле Р2О3 , два атома фосфора соединяются с тремя атомами кислорода из-за того, что два атома фосфора образуют 6 химических связей (2*3=6), и три атома кислорода образуют 6 химических связей (3*2=6). В то же время молекула, состоящая из одного атома 3-х валентного фосфора и одного атома 2-х валентного кислорода, образоваться не может (у атома фосфора одна валентность останется свободной).

3. Численный индекс, стоящий в формуле химического соединения справа снизу от атома, указывает на число атомов данного вида, входящих в молекулу. Например, химическую формулу Р2О3, следует понимать как молекулу состоящую из двух атомов фосфора и трех атомов кислорода.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Простейшая классификация неорганических соединений включает следующие основные классы:

1. Простые вещества.2. Оксиды.3. Гидроксиды.4. Соли.Далее в пособии рассматриваются правила написания химических

формул перечисленных классов неорганических соединений, их названия по Международной номенклатуре и важнейшие свойства.

ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Простые вещества существуют в виде атомов и молекул состоящих из одинаковых атомов.

6

Все известные атомы химических элементов систематизированы в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева, где для каждого элемента приведены следующие данные:

Русское название элемента (может быть указано латинское название). Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Символ элемента состоит из первой буквы или первой и одной из следующих букв латинского названия элемента; первая буква всегда прописная, вторая - строчная. Например, латинское название водорода Hydrogenium, обозначение-«Н»; кислорлд-Oxygenium «О», алюминия—Aluminium-«Al»; железа-Ferrum-«Fe», цинка-Zinkum-«Zn» и т.д.

Порядковый номер элемента равный заряду ядра атома элемента, который указывает, также, число электронов в атоме.

Атомную массу. Могут быть приведены дополнительные данные: строение

валентного электронного слоя, перечень стабильных изотопов и другие данные.

Информация о химическом элементе содержащаяся в ячейке Периодической системы элементов

Рисунок 1

Ряд элементов, чаще всего газы при нормальных условиях, образуют молекулы из одинаковых атомов: азот – N2, кислород - O2, водород - H2 – это тоже простые вещества

ОКСИДЫ

Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Такие соединения, получаемые прямым или косвенным путем, образуют металлы и неметаллы.

7

кремний

SiSilicium14

28.006

Латинское название элемента

Символ элемента

Русское название элемента

Порядковый номер элемента

Атомная масса элемента

Все оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие, а последние по своим свойствам подразделяются на три группы:

Основные оксиды Кислотные оксиды Амфотерные оксидыОсновные оксиды – это оксиды, которые при прямом или косвенном

взаимодействии с водой, образуют основания. Образование основных оксидов характерно, также, для элементов главных подгрупп первой и второй групп Периодической системы элементов. Образование основных оксидов характерно для элементов в низших степенях окисления, расположенных в побочных подгруппах (металлы) всех групп Периодической системы элементов.

Кислотные оксиды – это оксиды, которые при прямом или косвенном взаимодействии с водой, образуют кислоты. Образование кислотных оксидов характерно, также, для элементов расположенных в главных подгруппах с четвертой по седьмую групп Периодической системы элементов (неметаллы). Образование кислотных оксидов характерно для элементов в высших степенях окисления, расположенных в побочных подгруппах (металлы) всех групп Периодической системы элементов.

Оксиды неметаллов, которые не образуют кислот, а следовательно и солей, называются несолеобразующими оксидами. Примерами несолеобразующих оксидов являются: СО оксид углерода (II), N2O оксид азота (I), NO оксид азота (II) и др.

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые при прямом или косвенном взаимодействии с водой, образуют основания, способные взаимодействовать и с кислотами и с основаниями. Сами амфотерные оксиды образуют соли как при взаимодействии с кислотными оксидами, так и с оксидами, обладающими основными свойствами.

8

Схема химической классификации оксидов

Оксиды

Солеобразующие Несолеобразующие

Основные Кислотные

Амфотерные

Если любой химический элемент Периодической системы элементов обозначить как «Э», то общая формула оксидов будет иметь вид Э mOn, где m и n указывают число атомов каждого вида составляющих химическую формулу оксида.

При составлении химических формул соединений следует помнить, что в молекулах, а следовательно и в их формулах, не может быть свободных валентностей.

Пример. В соответствии с определением оксидов, атом кислорода имеет степень окисления –2, т.е. кислород в оксидах проявляет валентность равную 2. Он образует 2 химические связи с любым элементом, находящимся в положительной степени окисления. Если элемент имеет степень окисления +1, что принято обозначать как Э +1 , то его валентность равна 1. Графически валентность обозначают чертой отходящей от элемента «Э». Атом кислорода имеет валентность равную двум, что графически изображается в виде «О». Если предположить, что один атом одновалентного элемента соединяется с одним атомом кислорода, то образовавшееся соединение имело бы вид «Э О». Такого соединения быть не может, поскольку у атома кислорода имеется свободная валентность. Реально существуют молекулы оксидов одновалентных элементов, имеющие следующий вид «ЭОЭ» (графическая формула), где свободные валентности отсутствуют. Эмпирические химические формулы оксидов одновалентных элементов имеют вид Э2О.

Аналогичные рассуждения для элементов находящихся в степени окисления +2 (двухвалентные), дают графическую формулу «ЭО», эмпирическую ЭО.

В Периодической системе элементов 8 групп, поэтому максимальная степень окисления, которую могут проявлять элементы +8 (валентность равна восьми).

В таблице 1 приведены все возможные формулы оксидов химических элементов, их графические и эмпирические формулы, а также примеры химических формул оксидов элементов и их названия по Международной номенклатуре.

9

Таблица 1 – Формулы окисидов

Степень окислени

я элемента

Валентность

элемента

Графическая формула

оксида

Эмпирическая

формула оксида

Примеры формул оксидов

Названия оксидов по Международной

номенклатуре

+1 1 ЭОЭ Э2ОNa2O

N2O

Оксид натрия

Оксид азота (I)*

+2 2 ЭО ЭОCaO

CO

Оксид кальция

Оксид углерода (II)

+3 3 ОЭОЭО Э2О3

Al2O3

N2O3

Оксид алюминия

Оксид азота (III)

+4 4 ОЭО ЭО2

TiO2

CO2

Оксид титана (IV)

Оксид углерода (IV)

+5 5 Э2О5

N2O5

V2O5

Оксид азота (V)

Оксид ванадия (V)

+6 6 ЭО3

CrO3

SO3

Оксид хрома (VI)

Оксид серы (VI)

Степень окислени

я элемента

Валентность

элемента

Графическая формула

оксида

Эмпирическая

формула оксида

Примеры формул оксидов

Названия оксидов по Международной

номенклатуре

+7 7 Э2О7

Mn2O7

Cl2O7

Оксид марганца (VII)

Оксид хлора (VII)

+8 8 ЭО4 RuO4 Оксид рутения (VIII)

10

*Валентность указывается только для элементов, которые могут иметь несколько значений валентности.

Как это видно из графических формул, в молекулах оксидов атомы кислорода связаны с атомами электроположительного элемента и не связаны друг с другом, равно как и атомы элементов не имеют связей друг с другом.

Многие элементы проявляют переменную валентность и образуют оксиды различного состава, что учитывается по международной номенклатуре указанием степени окисления элемента римскими цифрами, например Cr2O3 – оксид хрома (III) , CrO3 – оксид хрома (VI).

Получение оксидовОксиды получают часто непосредственным взаимодействием простого

вещества с кислородом или разложением сложных веществ:C + O2 = CO2 : 4Al + 3O2 = 2Al2O3

CaCO3 = CaO + CO2; Mg(OH)2 = MgO + H2OПочти все оксиды элементов прямым или косвенным путем

образуют с водой гидроксиды.CO2+ H2O = H2CO3 Na2O + H2O = 2NaOHОдни из них имеют характер кислот (Н2SО4, H2SO3, HNO3 и др.),

другие — характер оснований (NaOH, КОН, Са(ОН)2 и др.), а третьи — двойственный характер и называются амфотерными гидроксидами (А1(ОН)3, Zn(OH)2, Cr(ОН)3 и др.). Продуктами гидратации амфотерных оксидов являются амфотерные гидроксиды , для которых возможны две формы записи гидратных форм:

для BeO – H2BeO2 или Be(OH)2 ;для ZnO – H2ZnO2 или Zn(OH)2.К амфотерным оксидам относятся Al2O3 , Fe2O3 , SnO , PbO , Cr2O3 и

др.Свойства оксидов

1. Отношение оксидов к воде:a) основной оксид + вода = щелочь (оксиды щелочных и щелочно –

земельных элементов)K2O + H2O = 2KOHBaO + H2O = Ba(OH)2

b) кислотный оксид + вода = кислота (исключение: оксид кремния SiO2)SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

2. Взаимодействие между основными и кислотными оксидами: основной оксид + кислотный оксид = соль

MgO + SiO2 = MgSiO3

3. Взаимодействие между амфотерными и кислотными оксидами: амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

11

ZnO + SO3 = ZnSO4

4. Взаимодействие между амфотерными и основными оксидами: амфотерный оксид + основной оксид = соль

Cr2O3 + Na2O = 2NaCrO2

5. Взаимодействие между основными оксидами и кислотами: основной оксид + кислота = соль + вода

BaO + 2HI = BaI2 + H2O6. Взаимодействие между кислотными оксидами и основаниями:

кислотный оксид + основание = соль + водаCO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O

Амфотерные оксидыАмфотерные оксиды и их гидратные формы, т. е. амфотерные

гидроксиды, являются соединениями двойственной функции. Особенностью их химического поведения является способность к солеобразованию как с кислотами, так и с основаниями; например, при взаимодействии с кислотами оксид цинка ведет себя как основной оксид, а гидроксид цинка — как основание:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O, Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;при взаимодействии со щелочами оксид цинка ведет себя как

кислотный оксид, а гидроксид цинка — как кислота, которую для наглядности представим в виде H2ZnO2:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O, H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2Oили Zn(OH)2+2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (в растворе).Аналогичным образом ведут себя, например, оксиды алюминия А12О3

и хрома Сr2О3 и их гидратные формы А1(ОН)3 и Сr(ОН)з., которые образуют соли, как при действии кислот:

А12О2 + ЗН2SO4 = А12(SО4)3+ЗН2О,2Al(ОН)3 +ЗН2SO4 = Al2(SO)3 + 6Н2O так и при действии щелочей:А12O3 + 2NaOH = 2NaAlO2+H2O, Al (OH3) + NaOH = NaAlO2+2H2Oили А1(ОН)3 + NаОН = Nа[А1(ОН)4] (в растворе).Химические свойства оксида определяются положением

соответствующего элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева. Известно, что в периодах металлические свойства элементов усиливаются справа налево, а в группах — сверху вниз: неметаллические свойства элементов изменяются в обратном направлении. На границе между элементами, оксиды которых имеют кислотный характер, и элементами, образующими основные оксиды, располагаются элементы, все оксиды которых амфотерны. Так, элементы, образующие амфотерные оксиды, располагаются на диагонали Н—Ge—Pb (на этой линии расположены эле-менты Н—Be—А1—Ge—Sn—Pb). Правее и выше этой линии, расположены элементы, образующие кислотные оксиды. Исключение составляют элементы V группы — мышьяк, сурьма, оксиды Э2O3 которых амфотерны (Э2O5—

12

кислотные оксиды), и висмут, для которого оксид Э2О3 имеет основной характер.

Левее и ниже линии, соединяющей элементы с амфотерными оксидами, находятся элементы, образующие основные оксиды. Исключение составляют элементы III группы — Ga и In, оксиды которых амфотерны.

Амфотерными оксидами перечисленных выше элементов побочных подгрупп являются ZnO, Au2O3, Cr2O3, MnO2.

Если элемент образует оксиды в нескольких степенях: окисления, то амфотерные оксиды разделяют основные и кислотные так, что оксиды, соответствующие высшим степеням окисления, являются кислотными, а низшим — основными. Поэтому Сr2О3 — амфотерный, СrО3 — кислотный; МnО2 — амфотерный,: МnO3 и Мn2О7 — кислотные, а МnО— основной оксиды.

ПерекисиКроме оксидов известны пероксиды или перекиси некоторых

элементов, для которых характерна структурная группировка атомов кислорода —О—О—, наиболее известным представителем этого класса соединений является перекись водорода H2O2, в которой степень окисления кислорода равна –1, а валентность 2. Графическая формула перекиси водорода HOOH.

Типовые задачиПример 1. Назовите оксиды по международной номенклатуре: Li2O,

BaO, FeO.Li2O – оксид лития. Валентность лития может быть только 1 (степень окисления +1)

поэтому не указывается.BaO – оксид бария. Валентность бария может быть только 2 (степень окисления +2)

поэтому не указывается.FeO – оксид железа ( II ). Валентность железа может быть 2 и 3 (степень окисления +2 и +3)

поэтому необходимо указывать. Чтобы указать валентность необходимо рассчитать степень окисления железа в FeO.

Заряд молекулы складывается из степеней окисления всех атомов и равен нулю:

0 = 1*х + 1*(-2), 0 = х – 2, х = +2, степень окисления железа равна +2 (валентность равна 2).

Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы следующих оксидов: оксид алюминия, оксид азота (V), оксид серы (IV), оксид серы (VI).

Оксид алюминия. Алюминий является металлом третьей группы главной подгруппы ПСЭ, поэтому проявляет только валентность равную 3. Степень окисления в соединениях +3 (металлы могут иметь только положительные степени окисления).

13

Графическая формула

Эмпирическая формула Al2O3

Оксид азота ( V ). Азот в этом соединении проявляет валентность 5 (степень окисления

+5), что указано в названии.Графическая формула

Эмпирическая формула N2O5

оксид серы ( IV ). Сера в этом соединении проявляет валентность 4 (степень окисления

+4), что указано в названии.Графическая формула

О S ОЭмпирическая формула SO2

оксид серы ( VI ). Сера в этом соединении проявляет валентность 6 (степень окисления

+6), что указано в названии.Графическая формула

Эмпирическая формула SO3

Упражнения для самопроверки1. Напишите графические формулы следующих оксидов:

Cr2O3, SiO2, V2O5, CrO3:, Mn2O7, MnO3 и OsO4.2. Охарактеризуйте химические свойства: а) основного

оксида; б) кислотного оксида; в) амфотерного оксида; г) смешанного ангидрида.

3. Какие из приведенных оксидов СО2, CaO, Fe2O3, SiO2, А12О3 способны к солеобразованию с кислотными? Напишите уравнения их взаимодействия с оксидом серы ( VI ). .

4. Какие из приведенных оксидов N2O3, NO2, MgO, SO2, P2O5, Bi2O3, CO2 способны к солеобразованию с основными оксидами? Напишите уравнения их взаимодействия с оксидом кальция.

3. Напишите уравнения реакций, характеризующих амфотерные свойства Sb2O3, SnO, Cr2O3 и ВеО.

14

ГИДРОКСИДЫ

Гидроксиды - соединения, состоящие из катиона и одной или нескольких гидроксо-групп.

Гидроксиды принято изображать общей формулой R(OH)n.Где: R+n центральный атом в положительной степени окисления.В молекулах гидроксидов атом водорода связан с центральным атомом

через кислород: графическая формула Н-О-Са-О-Н, эмпирическая формула Са(ОН)2; графическая формула H-O-N=O, эмпирическая формула HNO2.

Классификация гидроксидовГидроксиды образуют все элементы Периодической системы

элементов, кроме благородных газов (VIII группа).В зависимости от природы центрального атома гидроксиды

подразделяются на следующие типы:1. Основные (основания).2. Кислотные (кислоты).3. Амфотерные гидроксиды (гидроксиды металлов, способные

проявлять свойства кислот).Гидроксиды металлов в низших степенях окисления проявляют, как

правило, основные свойства их общая формула Ме(ОН)n, где n- валентность (степень окисления +n) металла. Если металл может иметь несколько валентностей (степеней окисления), то при повышении степени окисления проявляются амфотерные свойства. Гидроксиды металлов в высших степенях окисления могут проявлять кислотные свойства, например марганец в степени окисления +7 образует марганцовую кислоту – HMnO4.

Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства.

ОснованияОснования - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и

одной или нескольких гидроксогрупп. В общем виде основания изображаются формулой Ме(ОН)n, где Ме+n – атом металла в степени окисления +n, ОН¯ - гидроксогруппа. Поскольку гидроксогруппа одновалентна (ее заряд «-1») их число в формуле основного гидроксида указывает на степень окисления металла.

Основные свойства гидроксидов реализуются группами ОН¯. В зависимости от числа гидроксильных ионов их подразделяют на однокислотные: NаOH, KOH; двухкислотные: Cа(OH)2, Mg(OH)2 и т.д.

Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся гидроксиды металлов главной подгруппы I группы Периодической системы элементов и гидроксиды металлов главной подгруппы II группы от Ca(OH)2, до Ra(OH)2.

15

Международная номенклатура оснований.В соответствии с международной номенклатурой, название основания

образуется из слова гидроксид и названия элемента в родительном падеже, после которого римскими цифрами в скобках указывается валентность металла (если она не единственная).

Cа(OH)2 – гидроксид кальция,CuOH- гидроксид меди(I),Sn(OH)4- гидроксид олова(IV).

Получение оснований1. Активный металл + вода = щелочь + водород 2Li + H2O =

2LiOH + H2

2. Оксид активного металла + вода = щелочь SrO + H2O = Sr(OH)2

3. Соль + щелочь = основание + соль CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2 + 2KCl

Химические свойства оснований1. Основание (щелочь) + кислотный оксид = соль + водаCa(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O2. Основание + кислота = соль + водаMg(OH)2 + HCl = MgCl2 + 2H2O3. Щелочь + соль = новая соль + основание2KOH + CuSO4 = K2SO4 + Cu(OH)2

Растворы щелочей изменяют цвет индикаторов: фенолфталеин-с бесцветного на малиновый, лакмус- с фиолетового на синий.

Типовые задачиПример 1. Назовите гидроксиды по международной номенклатуре:

LiOH, Ba(OH)2, Fe(OH)2.LiOH – гидроксид лития. Валентность лития может быть только 1 (степень окисления +1)

поэтому не указывается.Ba(OH)2 – гидроксид бария.Валентность бария может быть только 2 (степень окисления +2)

поэтому не указывается.Fe(OH)2 – гидроксид железа ( II ). Валентность железа может быть 2 и 3 (степень окисления +2 и +3)

поэтому валентность необходимо указывать. Чтобы указать валентность необходимо рассчитать степень окисления железа в Fe(OH)2.

Заряд молекулы складывается из степеней окисления всех атомов и равен нулю:

0 = 1*х + 2*(-2) + 2*(+1), , 0 = х – 2, х = +2, степень окисления железа равна +2 (валентность равна 2). Валентность железа в данном

16

соединении можно определить по числу одновалентных гидроксогрупп, их две, следовательно, валентность железа в рассматриваемом соединении 2.

Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы следующих гидроксидов: гидроксид калия, гидроксид алюминия, гидроксид меди (II).

Гидроксид калияГрафическая формула K - OHЭмпирическая формула KOHГидроксид меди ( II ). Графическая формула HO - Cu - OHЭмпирическая формула Cu(OH)2

Гидроксид алюминия. Алюминий является металлом третьей группы главной подгруппы ПСЭ, поэтому проявляет только валентность равную 3. Степень окисления в соединениях +3 (металлы могут иметь только положительные степени окисления).

Графическая формула

Эмпирическая формула Al(OH)3

Упражнения для самопроверки1. Какие вещества называются основаниями?2. Приведите названия следующих оснований: а)NaOH,

б)Mg(OH)2, в)Cu(OH)2, г)CsOH, д)Ca(OH)2, е)Al(OH)3, ж)Zn(OH)2, з)Cr(OH)3, и)Ti(OH)4.

3. Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных оснований: а) гидроксид калия; б) гидроксид циркония (IV): в) гидроксид бария; г) гидроксид галлия; д) гидроксид лантана (III); е) гидроксид лития; ж) гидроксид железа (II); з) гидроксид железа (III).

4. Приведите названия и химические (эмпирические) формулы известных Вам амфотерных гидроксидов.

5. Приведите названия и химические формулы известных Вам сильных оснований (щелочей).

6. Приведите названия и химические формулы известных Вам слабых оснований.

7. Приведите примеры химических формул и названия однокислотных оснований.

8. Приведите примеры химических формул и названия двухкислотных оснований.

9. Приведите примеры химических формул и названия трехкислотных оснований.

17

КИСЛОТЫ

Кислотами называются гидроксиды, которые при растворении в воде образуют ионы водорода (катионы) и ионы (анионы) кислотных остатков.

HCl = H+ + Cl¯

H2SO4 = 2H+ + SO4-2

Кислотными свойствами обладают гидроксиды неметаллов и некоторые металлы в высших степенях окисления. Перечень важнейших кислот приведен в таблице 2.

Таблица 2 – Перечень важнейших кислот, названия, эмпирические и графические формулы

Формула Степень окисления центрального атома

Название кислоты

Название аниона (соли)

Графическая формула

H3BO3 +3 Ортоборная Ортоборат

HBO2 +3 Метаборная Метаборат

H2CO3 +4 Угольная Карбонат

HNO3 +5 Азотная Нитрат

HNO2 +3 Азотистая Нитрит H-O-N=O

HF -1 Фтороводородная Фторид H-F

H2SiO3 +4 Кремневая Силикат

H3PO4 +5 Ортофосфорная Ортофосфат

H2SO4 +6 Серная Сульфат

Формула Степень окисления центрального атома

Название кислоты

Название аниона (соли)

Графическая формула

H2SO3 +4 Сернистая Сульфит

18

H2S -2 Сероводородная Сульфид H-S-H

HCl -1 Хлороводородная Хлорид H-Cl

HClO +1 Хлорноватистая Гипохлорит H-O-Cl

HClO2 +3 Хлористая Хлорит H-O-Cl=O

HClO3 +5 Хлорноватая Хлорат

HClO4 +7 Хлорная Перхлорат

HMnO4 +7 Марганцовая Перманганат

H2MnO4 +6 Марганцовистая Манганат

H2CrO4 +6 Хромовая Хромат

H2Cr2O7 +6 Двухромовая Дихромат

HCOOH +4 Муравьиная Формиаты

CH3COOH +4 Уксусная Ацетаты

Формула Степень окисления центрального атома

Название кислоты

Название аниона (соли)

Графическая формула

H2C2O4 +4 Щавелевая Оксалаты

19

Классификация кислот1. По составу Кислородосодержащие: H2SO3, H2SO4, H3PO4, HNO3 и

др. Бескислородные: НСl, HI, HBr, H2S, HCN и др. (не

являются гидроксидами).2. По силе: Сильные кислоты: НСl, HI, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4,

HMnO4

Слабые кислоты – все остальные (H2S, HCN, H2SO3, H3PO4, и др.)

3. Основность кислоты, которая определяется числом атомов водорода способных замещаться при взаимодействии с основаниями.

Одноосновные кислоты: НСl, HI, HBr, HNO3, HClO4, HMnO4, HCN, HCOOH, CH3COOH

Двухосновные кислоты H2S, H2SO4, H2SO3, H2SiO3, H2CO3, H2C2O4

Трехосновные кислоты H3PO4, H3AsO4, и др.По Международной номенклатуре названия бескислородных кислот

образуются из русского названия элемента ( или группы атомов), образующего кислотный остаток, с добавлением соединительной гласной -о- и словосочетания –водородная кислота : HCl-хлороводородная кислота; HCN-циановодородная кислота, H2S-сероводородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот производится от названия неметалла с прибавлением окончаний – ная, -овая, если степень окисления неметалла равна номеру группы: H2SO4- серная, H3PO4- фосфорная, H2CrO4-хромовая. По мере понижения степени окисления центрального атома суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

HCl+7O4 –хлорная кислотаНСl+5O3 –хлорноватая кислотаHCl+3O2 – хлористая кислотаHClO – хлорноватистая кислотаЕсли элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то

для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления центрального атома, используется суффикс -истая.

HN+5O3- азотная кислотаHN+3O2- азотистая кислотаЕсли элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует

несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле ( например, HPO3 и H3PO4), то название кислоты, содержащей наименьшее

20

число атомов кислорода, снабжается приставкой –мета, а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода – приставкой -орто.

HPO3 – метафосфорная кислотаH3PO4 – ортофосфорная кислотаЕсли молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего

элемента, то перед ее названием помещается числительная приставка – дву.H4P2O7- двуфосфорная кислотаH2S2O7- двусерная кислота.Получение кислот1. Кислотный оксид + вода = кислотаB2O3 + 3H2O = 2H3BO3

N2O5 + H2O = 2HNO3

2. Получение бескислородных кислот ( галогеноводородов )H2 + Cl2 = 2HClгаз 3. Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль + слабая

кислота2KCl + H2SO4 = 2HCl + K2SO4

Химические свойства кислот1. Кислота + активный металл = соль + водородMg + 2HCl = MgCl2 + H2

Азотная и концентрированная серная кислоты реагируют иначе.2. Кислота + основной оксид = соль + вода2HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O3. Кислота + основание = соль + вода (реакция нейтрализации)H3PO4 +3LiOH = Li3PO4 + 3H2OРастворы кислот изменяют цвет индикатора: лакмус - с фиолетового

на красный, метиловый оранжевый - с оранжевого на розовый.Типовые задачиПример 1. Назовите кислоту и ее анион, приведите ее графическую

формулу H2SiO3.Степень окисления кремния в кремниевой кислоте +4, следовательно,

кремний образует 4 связи с атомами кислорода.Эмпирическая формула H2SiO3 – кремниевая кислота.SiO3

2- силикат ион Графическая формула

Пример 2. Привести графические и эмпирические формулы азотистой кислоты и аниона этой кислоты. Назвать анион.

Эмпирические формулы:HNO2, азотистой кислотыNO2

- нитрит ион

21

Графические формулы: H-O-N=O -O-N=OУпражнения для самопроверки1. Какие вещества называются кислотами?2. Приведите названия следующих кислот и кислотных остатков

(анионов): H2CO3, HNO3, CH3COOH, HNO2, H2S, HClO4, H3PO4, HCl, HMnO4, H2SO4, H2CrO4, HCOOH, H2SO3, H2Cr2O7.

3. Приведите эмпирические и графические формулы перечисленных кислот: а)хлорной; б) бромноватой; в) хлорноватистой; г) марганцовой; д) марганцовистой; е) серной; ж) сернистой; з) дисерной; и) хромовой; к) дихромовой; л) ортотеллуровой; м) ортоиодной; н) ортомышьяковой; о) метамышьяковой; п) метамышьяковистой; р) азотной; с) угольной; т) ортоборной.

4. Приведите названия и химические (эмпирические) формулы известных Вам бескислородных кислот.

5. Приведите названия и химические формулы известных Вам сильных кислот.

6. Приведите названия и химические формулы известных Вам слабых кислот.

7. Приведите примеры химических формул и названия одноосновных кислот.

8. Приведите примеры химических формул и названия двухосновных кислот.

9. Приведите примеры химических формул и названия трехосновных кислот.

СОЛИСолями называют химические соединения, состоящие из положительно

заряженного иона, роль которого чаще всего выполняет ион металла, и аниона кислоты (отрицательно заряженный кислотный остаток).

Положительно заряженный ион (катион), входящий в состав соли, можно рассматривать как продукт, образующийся при отщеплении одной или нескольких гидроксогрупп от молекулы основания. Они могут быть простыми: К+ - ион калия, Mg+2 - ион магния, Al+3 - ион алюминия, они образуют средние соли, а могут быть сложными: MgOH+ - ион гидроксомагния, AlOH+2 - ион гидроксоалюминия или Al(OH)2

+ - ион дигидроксоалюминия, которые образуют основные соли.

Классификация солейСоли классифицируются по многим признакам, но в настоящем

пособии будут рассмотрены только средние, кислые и основные соли.Кислотные остатки (анионы кислот) образуются при отщеплении

одного или нескольких ионов водорода, заряд кислотных остатков всегда отрицательный. Они могут быть простыми: Cl- - ион хлора (анион

22

хлороводородной кислоты), SO4-2 – сульфат ион (анион или кислотный

остаток серной кислоты), PO4-3 – фосфат ион (анион или кислотный остаток

фосфорной кислоты), простые анионы образуют средние соли, а могут быть сложными: HSO4

- – гидросульфат ион, HPO4-2 – гидрофосфат ион, H2PO4

- – дигидрофосфат ион, они образуют ряд кислых солей.

Таким образом, соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты ионами металла основания. При полном замещении атомов водорода кислоты, образуются средние соли, а при неполном – кислые соли.

H3PO4 + Al(OH)3 = AlPO4 + 3H2O средняя соль3H3PO4 + 2Al(OH)3 = Al2(HPO4)3 + 6H2O кислая соль3H3PO4 + Al(OH)3 = Al(H2PO4)3 + 3H2O кислая сольМожно и наоборот, рассматривать соль, как продукт замещения

гидроксидионов в молекуле основания кислотными остатками, тогда средние соли образуются при полном их замещении, а при частичном замещении образуются основные соли.

Al(OH)3 + H3PO4 = AlPO4 + 3H2O средняя соль3Al(OH)3 + 2H3PO4 = (AlOH)3(PO4)2 + 6H2O основная соль3Al(OH)3 + H3PO4 = [Al(OH)2]3PO4 + 3H2O основная сольСредние солиСредние соли состоят из катионов оснований и анионов кислот,

которые не содержат ни ионов водорода, ни гидроксогрупп, способных к замещению. Например, соли К3РО4 и FeCl3 являются средними.

Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать степень окисления катиона (металла) и величину заряда (отрицательного) у аниона кислоты. Алгебраическая сумма зарядов анионов и катионов в молекуле соли должна быть равна нулю.

Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий из ионов Gr+3 и SO4

-2, имеет состав Gr2((SO4)3, а ортофосфат калия , состоящий из ионов К+1 и PO4

-3, имеет состав К3РО4. Приведенные формулы солей называются эмпирическими или просто химическими формулами. На начальном этапе изучения классов неорганических соединений, в том числе для правильного составления формул, полезно начать с составления графических формул солей.

При изображении графической формулы соли следует опираться на графические формулы кислот, а точнее структуры аниона кислоты.

Отчетливо представляя себе структуры ионов SO4-2, ClO4

-1, PO4-3 и др.,

например:

23

Сульфат ион Перхлорат ион Фосфат ион

Представляя графические формулы кислотных остатков и, зная степень окисления катиона, нетрудно изобразить графические формулы соответствующих солей. При этом необходимо помнить, что свободных валентностей (не присоединенных ни к одному атому химических связей – черточек) быть не может.

Графическая формула Al2(SO4)3 будет иметь следующий вид:

Число связей, образованных атомами алюминия, равно шести, поскольку степень окисления атома алюминия равна +3 (т.е. его валентность равна 3), а в состав молекулы входят два атома Al. Число связей, образованных сульфат ионами, также, шесть, поскольку заряд каждого аниона равен - 2, а в состав молекулы соли входят 3 кислотных остатка. Свободных валентностей нет. Далее следует проверить состав молекулы по виду и числу составляющих ее атомов и их валентностям.

Для Ca(ClO4)2 и Ba3(PO4)2. графические формулы будет иметь следующий вид,

Номенклатура солей

24

Соли могут быть названы разными способами, но необходимо уметь называть их по международной номенклатуре, которая в наибольшей степени отражает состав соли и позволяет по названию воспроизвести химическую формулу.

Название любой соли складывается из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже, причем анион называется первым.

Если металл (катион соли) может проявлять несколько валентностей (степеней окисления), то валентность, проявляемую в данном соединении, указывают в скобках после названия катиона римскими цифрами.

Названия средних солей бескислородных кислот образуются от латинских названий кислотообразующих элементов, заканчивают суффиксом –ид, например: K2S - сульфид калия, NaCN- цианид натрия, CuCl2- хлорид меди (II).

Названия анионов кислородосодержащих кислот, а соответственно и солей, получают путем присоединения окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления «…ная» или «…овая» кислота (серная кислота, хромовая кислота) соответствует окончание «ат». Так, соли серной кислоты называются сульфатами, хромовой- хроматами и т.д. Более низкой степени окисления соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты- сульфиты; азотистой - нитриты и т.д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента ( «…оватистая» кислота ), ее анион получает приставку «гипо…» и окончание «…ит»; так соли хлорноватистой кислоты HClO называют гипохлоритами.

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди…». Например, соли двухромовой кислоты H2Сr2O7 называются дихроматами (иногда бихроматами), соли двуфосфорной кислоты H4P2O7- дифосфатами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO4), хлорной (HClO4), йодной (HJO4) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами, перйодатами. Аналогично, соли марганцовистой (H2MnO4), хлорноватой (HClO3), и йодноватой (HIO3) кислот носят названия манганатов, хлоратов и йодатов.

Названия важнейших кислот и солей приведены в таблице 3.

25

Таблица 3 – Названия важнейших кислот и солейКислотообразующи

й элемент Химическая формула Название кислоты Название солей

C+4 H2CO3 Угольная Карбонаты, гидрокарбонаты

Si+4 H2SiO3 Кремниевая Силикаты, гидросиликатыN+3 HNO2 Азотистая Нитриты

N+5 HNO3 Азотная Нитраты

P+5 H3PO4 Ортофосфорная Фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты

S+4 H2SO3 Сернистая Сульфиты, гидросульфиты

S+6 H2SO4 Серная Сульфаты, гидросульфаты

Cr+6 H2CrO4

H2Cr2O7

ХромоваяДихромовая

ХроматыДихроматы

Cl+ HClO Хлорноватистая Гипохлориты

Cl+3 HClO2 Хлористая Хлориты

Cl+5 HClO3 Хлорноватая Хлораты

Cl+7 HClO4 Хлорная Перхлораты

Mn+6 H2MnO4 Марганцовистая Манганаты

Mn+7 HMnO4 Марганцовая ПерманганатыБезкислородные кислоты

Cl- HCl Хлороводородная Хлориды

Br- HBr Бромоводородная БромидыКислотообразующи

й элемент Химическая формула Название кислоты Название солей

I- HI Иодоводородная Иодиды

S-2 H2S Сероводородная Сульфиды, Гидросульфиды

Органические кислотыC+4 HCOOH Муравьиная ФормиатыC+4 CH3COOH Уксусная Ацетаты

Кислые солиКислые соли содержат остатки кислот, имеющие ион водорода,

способный к дальнейшему замещению на остаток основания, они образуются в результате неполного замещения водородных ионов кислоты ионами металла. Например, K2HPO4 и Ba(HCO3)2 – кислые соли.

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.).

26

Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы содержат только один ион Н+, способный замещаться ионом металла.

Двухосновные кислоты, такие, как H2SO4, H2SO3, H2CO3 и другие, образуют кислые соли, содержащие, соответственно, однократно отрицательно заряженные ионы HSO4

-, HSO3-, HCO3

-, называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и гидрокарбонат - ионами. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н+ от нейтральной молекулы той или другой кислоты по схеме:

Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой содержат ион HSO4

-, формулы будут иметь следующий вид:

для однозарядных ионов – NaHSO4,KHSO4;для двухзарядных ионов – Mg(HSO4)2, Zn(HSO4)2;для трехзарядных ионов – Al(HSO4)3, Fe(HSO4)3.Трехосновные кислоты, такие как H3PO4, H3AsO4 и некоторые другие,

способны образовывать два типа кислых солей. В одном случае происходит замещение одного иона Н+ ионом металла, а два других иона Н+ входят в состав отрицательно заряженного иона кислотного остатка, образующего кислую соль.

Поскольку соли, содержащие ион H2PO4- или H2AsO4-, получены в результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых солей. Однозамещенные кислые соли для ионов различной степени окисления имеют следующие формулы и названия:

NaH2HO4 дигидроортофосфат натрия,Ca(H2HO4), дигидроортофосфат кальция,Al(H2PO4)3 дигидроортофосфат алюминия,

27

В другом случае происходит замещение двух ионов Н+ ионами металла, а третий ион Н+ входит в состав отрицательно заряженного иона HPO4

2- гидроортофосфатиона, образующего кислую соль:

Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами металла, называются двухзамещенными кислыми солями, например,

Na2HPO4 - гидроортофосфат натрия,CaHPO4 – гидроортофосфат кальция,Al2(HPO4)3 – гидроортофосфат алюминия.

Основные солиОсновными называются соли, которые образуются в результате

неполного замещения гидроксидных групп основания анионами кислот. Например, AlOHSO4, FeOHCl2- соли основные. В состав основных солей входит остаток основания, содержащий гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты.

Названия основных солей образуются подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо…», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так FeOHCl- хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH)2SO4- сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH)2NO3- нитрат дигидроксоалюминия.

Однокислотные основания, например, такие как NaOH, KOH, AgOH и другие , не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

Двухкислотные основания (содержащие две гидроксогруппы способные к замещению), такие как Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2 и другие, образуют основные соли, содержащие однократно заряженные катионы Mg(OH)+, Cu(OH)+, Mn(OH)+ и называемые соответственно гидроксомагний-, гидроксокупрум(II)- и гироксомарганец (II)-ионами.

Заряды этих ионов определяются как результат отрыва однократно отрицательно заряженного иона OH- от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме

Мg(ОН)2 ↔ ОН- + Мg (ОН)+

нейтральная отрицательно положително молекула заряженный заряженый

ион ион

28

и представляют собой сочетание двукратно заряженного иона металла Ме+2 с ионом OH-.

Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH)+, формулы их имеют следующий вид:

для однозарядных анионов – Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO3;для двухзарядных анионов – (Mg(OH)2SO4, (Mg(OH)2CO3;для трехзарядных анионов – (Mg(OH)3PO4,(Mg(OH)3AsO4;Трехкислотные основания, такие как Al(OH)3, Gr(OH)3, Fe(OH)3 и

другие, способны образовывать два типа основных солей. В одном случае происходит замещение одного иона ОН-

Al(OH)3 = Al(OH)2+ + OH-

а два других входят в состав однократно заряженного положительного иона Al(OH)2

+, называемого дигидроксоалюминий-ионом. Основные соли алюминия этого типа, в зависимости от заряда аниона, характеризуются следующими формулами:

Al(OH)2NO3 - нитрат дигидроксо алюминия,(Al(OH)2)2SO4 - сульфат дигидроксо алюминия,(Al(OH)2)3PO4 - фосфат дигидроксо алюминия,В другом случае происходит замещение двух ионов ОН- Al(OH)3 = AlOH+2 + 2OH-

а третий ион ОН- входит в состав двукратно положительно заряженного гидроксоалюминий-иона. Основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

Al(OH)Cl2 – хлорид гидроксо алюминия,AlOHSO4 – сульфат гидроксо алюминия,(Al(OH)3(PO4)2 – ортофосфат гидроксо алюминия.Как следует из приведенных примеров, названия основных солей

слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо – или дигидроксо - ионов.

Одним из условий, благоприятствующих образованию основных солей, является недостаточное количество кислоты по сравнению с тем, которое расходуется на образование средней соли. Так, при взаимодействии Al(OH)3 c H2SO4 уравнения образования основных солей и их графические формулы имеют следующий вид:

29

Получение солейСоли можно получить различными способами, однако наиболее

общими являются следующие:1. Взаимодействие основания и кислоты (реакция

нейтрализации). В зависимости от взятых соотношений реагентов могут образовываться средняя, кислые и основные соли.

3Fe(OH)2 + 2H3PO4 = Fe3(PO4)2 + 6H2O – фосфат железа (II).Fe(OH)2 + H3PO4 = FeSrHPO4 + 2H2O – гидрофосфат железа (II).Fe(OH)2 + 2H3PO4 = Fe(H2PO4)2 + 2H2O - дигидрофосфат железа (II).3Fe(OH)2 + H3PO4 = (FeOH)3PO4 + 3H2O – фосфат гидроксо железа (II).2. Основной оксид и кислотный оксид (солеобразующий)

образуют соль без выделения других продуктов реакции.CaO + CO2 = CaCO3 – карбонат кальция3. Основной оксид (или амфотерный) и кислота при

взаимодействии образуют соль, в которой элемент оксида является катионом, и воду

BaO + H2SO4 = BaSO4 + H2O – сульфат барияAl2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O – нитрат алюминия4. Активные металлы, растворяясь в разбавленных кислотах

(кроме азотной кислоты) образуют соль соответствующей кислоты, при этом выделяется водород.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 хлорид цинкаFe + H2SO4 = FeSO4 + H2 сульфат железа (II)

Химические свойства солейВажнейшими являются следующие свойства солей:1. При растворении в воде соли практически полностью

распадаются на катионы (положительно заряженные ионы металлов или более сложные образования) и анионы кислот. Этот процесс называется электролитической диссоциацией солей.

NaCl Na+ + Cl-

KHSO3 K+ + HSO3-

CuOHNO2 CuOH+ + NO2-

30

(NH4)2SO4 2NH4+ + SO4

-2

CH3COONa Na+ + CH3COO- 2. Термическое разложение солей. Некоторые соли при

нагревании образуют оксиды (основной и кислотный).

CaCO3 CaO + CO2

3. Взаимодействие солей друг с другом. При определенных условиях (например, выделение осадка) соли взаимодействуют.

AgNO3 + KJ KNO3 + AgI4. Менее активные металлы способны вытеснять более активные

металлы из растворов их солей.Hg(NO3)2 + Cu = Cu(NO3)2 + Hg

Типовые задачи

1. Назовите следующие соли: а) Аl2(SO4)3, б) FеОН(NО3)2, в) KHS; г) FeCl2, д) NaH2PO4, е) AlOHSO4.

Решениеа) Аl2(SO4)3 сульфат алюминия, б) FеОН(NО3)2 нитрат гидроксожелеза

{III}, в) KHS гидросульфид калия, г) FeCl2 хлорид железа {II}, д) NaH2PO4 дигидрофосфат натрия, е) AlOHSO4 сульфат гидроксоалюминия.

2. Приведите эмпирические и графические формулы следующих солей: фосфат калия, гидрокарбонат магния, карбонат гидроксокальция, дигидрофосфат титана {II}, сульфат дигидроксо титана {IV}.

Решениефосфат калия K3PO4

гидрокарбонат магния Mg(HCO3)2

31

карбонат гидроксокальция (CaOH)2CO3

дигидрофосфат титана {II} Ti(H2PO4)2

сульфат дигидроксотитана {IV} Ti(OH)2SO4

3. Составьте уравнения реакций между гидроксидом лантана (III) и кремниевой кислотой, приводящими к образованию следующих солей: La2(SiO3)3, La(HSiO3)3, LaOHSiO3, [La(OH)2]2SiO3. Приведите названия солей по международной номенклатуре.

Решение2La(OH)3 + 3H2SiO3 = La2(SiO3)3 + 6H2O силикат лантана (III)La(OH)3 + 3H2SiO3 = La(HSiO3)3 + 3H2O

гидросиликат лантана (III)La(OH)3 + H2SiO3 = LaOHSiO3 + 2H2O

силикат гидроксолантана (III)La(OH)3 + H2SiO3 = [La(OH)2]2SiO3 + 2H2O

силикат дигидроксолантана (III)

Упражнения для самопроверки

1. Назовите следующие соли: в) Са(NО3)2, Са(НСО3)2, ВiОН(NО3)2; г) Ва3(РO4)2, КНSО3;, д) К2SiО3, Рb(НSO3)2, MgOHCl.

2. Приведите эмпирические формулы следующих солей: силикат лития, гидросиликат лития, сульфат железа (III), сульфат гидроксожелеза (III), сульфат дигидроксожелеза (III), сульфит железа (II), сульфит гидроксожелеза (II), гидросульфитжелеза (II), сульфид меди (II), сульфид гидроксомеди (II), гидросульфидмеди (II).

32

3. Напишите уравнения реакций образования средних солей между следующими веществами: а)силикатом натрия и азотной кислотой; б) гидрокарбонатом калия и бромоводородной кислотой; в) гидросульфатом калия и гидроксидом калия; г) гидроксосульфатом алюминия и серной кислотой; д) гидроксоацетатом алюминия и уксусной кислотой; е) гидросульфидом кальция и гидроксидом кальция.

4. Допишите уравнения реакций образования основных солей:а) Аl(ОН)3 + НNО3 → . . . г) Mg(OH)2 + НСl → . . .б) Fе2(SO4)3 + NaOH → . . . д) Cu(OH)2 + НNО3 → . . .в) Zn(OH)2 + НзАsO4 → . . . е) Fе(ОН)з + H2SO4

→ . . .5. Допишите уравнения реакций образования кислых солей:а) NaOH + Н2СОз → . . . г) Ва(ОН)2 + Н3РO4 → . . .б) КОН + Н3РO4 → . . . д) NaOH + Н2S → . . .в) КОН + H2SO4 → . . . е) Са(ОН)2 + Н2СО3 → . . .6. Приведите уравнения реакций образования кислых, средней и

основной солей, образующихся при добавлении раствора гидроксида стронция в раствор фосфорной кислоты.

7. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) CuSO4 → (CuOH)2SO4 → Cu{HSO4}2 → Cu(OH)2

б) Fе(NОз)з → FeOH(NОз)2 → Fе(ОН)2NО3

8. Составьте уравнения реакций между соответствующими кислотами и гидроксидами, приводящими к образованию следующих солей: FeOHSO4, NaHCO3, Mg(NO3)2, Са3(РO4)2, Аl2(SO4)3.

9. Закончите уравнения реакций получения средних:а) Са + Н3РО4 → . . . б) Fe2O3 + Н2SО4 → . . . в) Mg + H2SО4 →

г)Аl(ОН)3 + НСlО4 → д) Fe + HCl → е) Ва(ОН)2 + Н3АsО4 → .ж) К2О + Н2SОз → з) LiOH + H2CrО4 → . . . и) CaO + HNО3 → . . . к) Fе(ОН)2

+ H2SeO4 →10. Закончите уравнения следующих:а) ZnO + КОН → . . . б) Sn(ОН)2 + NaOH → . . .

в) Al2O3 + NaOH → . . . г) Zn + КОН → . . .

ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ

Химические реакции принято записывать с помощью химических формул и знаков, эти условные записи называются химическими уравнениями. Химические уравнения должны отражать закон сохранения массы веществ.

В уравнении химической реакции имеется две части, соединенные знаком. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, они называются исходными веществами или реагентами. В правой части

33

записывают формулы веществ, образующихся в результате реакции, они называются конечными веществами или продуктами реакции.

Закон сохранения массы веществ заключается в том, что «…число атомов, каждого элемента в левой и правой частях уравнения, должны быть одинаковым.»

Условный знак, между левой и правой частями уравнения химической реакции, несет информацию об особенностях описываемой реакции. При написании уравнения химической реакции могут быть использован один из следующих условных знаков:

«» разделяет исходные вещества и продукты при написании уравнения химической реакции.

«=» разделяет исходные вещества, и продукты реакции при написании уравнения химической реакции, когда расставлены стехиометрические коэффициенты, уравнивающие число атомов в исходных веществах и продуктах реакции. После этого, строго говоря, можно использовать термин «уравнение химической реакции».

«» и «» разделяют исходные вещества и продукты при написании уравнения химической реакции. Используются когда необходимо сделать акцент на направлении протекания рассматриваемой реакции. После расстановки стехиометрических коэффициентов (уравнивания) под стрелкой ставится черточка «_».

«» разделяет исходные вещества и продукты при написании уравнения химической реакции. Используются при обозначении обратимости направления протекания рассматриваемой реакции. Обозначает химическое равновесие между исходными веществами и продуктами химической реакции.

Другие знаки, используемые при написании уравнений химических реакций:

«+» ставится между формулами исходных веществ, если их несколько, и формулами продуктов химической реакции.

«» ставится в строке за формулой газообразного продукта реакции.

«» ставится в строке за формулой труднорастворимого продукта реакции (осадка).

Молекулярные уравненияМолекулярными (эмпирическими) уравнениями химических реакций

называются такие уравнения, в которых исходные вещества и продукты реакции записаны в виде молекул или атомов.

Составим, например, уравнение реакции взаимодействия хлорида железа (III) с гидроксидом натрия. Первоначально запишем схему этой реакции, т.е. формулы исходных и конечных веществ реакции, указав стрелкой ее направление:

34

FeCl3 + NaOH Fe(OH)3 + NaClЧтобы уравнять число атомов железа, натрия, хлора, кислорода и

водорода в левой и правой частях уравнения (т.е. отобразить выполнение закона сохранения массы), надо перед формулами NaCl и NaOH поставить коэффициент 3:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaClПосле того, как числа атомов каждого вида в левой и правой частях

уравнения стали равными, знак «» заменяется на знак «=». Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называют стехиометрическими коэффициентами. Коэффициенты в обеих частях химического уравнения можно увеличивать или уменьшать в одно и то же число раз, хотя принято использовать их наименьшие значения. Коэффициент 1 обычно опускается.

Для усиления факта, что реакция протекает слева направо, вместо знака «=», между левой и правой частями уравнения, может быть поставлен знак «

».Знак () указывает на то, что продукт реакции Fe(OH)3 плохо

растворяется в воде (образуется осадок).Таким образом, подбор коэффициентов в химическом уравнении

осуществляется с помощью простых рассуждений после того, как записана схема реакции. При расстановке коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используются другие подходы.

Ионные уравненияИонными уравнениями химических реакций называются такие

уравнения, в которых исходные вещества и продукты реакции записаны в виде ионов.

Ионы – это атомы или объединенные группировки атомов, имеющие отрицательный или положительный заряд.

Заряды ионов обозначают знаками «+» или «-» и числом, указывающим величину положительного или отрицательного заряда иона. Заряды ионов ставятся за формулой иона в верхней части строки.

Cl- обозначение отрицательно заряженного иона хлора (аниона). Величина отрицательного заряда 1, которую указывать не принято.

SO4-2 обозначение отрицательно заряженного сульфат иона (аниона).

Величина отрицательного заряда 2.Fe+3 обозначение положительно заряженного иона железа (катиона).

Величина положительного заряда 3.NH4

+ обозначение положительно заряженного иона аммония (катиона). Величина положительного заряда 1, которую указывать не принято.

Ионные уравнения (ионно-молекулярные уравнения) записывают следующим образом:

Fe+3 + 3OH- Fe(OH)3

35

Эмпирические и графические уравнения химических реакцийРассмотренные выше уравнения химических реакция, которые

записаны в виде обычных химических формул (их называют эмпирическими), называются молекулярными уравнениями.

При рассмотрении основных классов неорганических соединений, наряду с эмпирическими формулами, приводились графические формулы соответствующих соединений.

Химические уравнения, в которых формулы химических соединений приводятся в графическом виде, называются графическими уравнениями химических реакций. Графические уравнения могут быть полезны для понимания и правильного написания продуктов химических реакций.

В качестве примера рассмотрим химические реакции образования средней, кислой и основных солей при взаимодействии гидроксида железа (III) и угольной кислоты. При взаимодействии этих двух веществ различные соли образуются, если исходные вещества берутся в различных количественных соотношениях.

Образование средней соли:

Химию иногда определяют как науку о разрыве и образовании химических связей. Это определение будет полезно для понимания приведенной реакции, уравнение которой изображено в графическом виде.

Взаимодействуют основание и кислота. Основание имеет реакционноспособные ОН-группы, а кислота реагирует атомами водорода, которые в растворе присутствуют в виде ионов водорода Н+.

При растворении каждого из реагирующих веществ образуются ионы в результате разрыва связей «…=Fe-O-…» в молекулах Fe(OH)3 и «…Н – О -…» в молекуле H2CO3 по схемам:

Fe(OH)3 – Fe+3 + 3OH-

H2CO3 – 2H+ + CO3-2

При сливании растворов этих двух веществ ионы OH- и H+

соединяются, образуя молекулы воды, а ионы Fe+3 и CO3-2, соединяются,

образуя молекулу Fe2(CO3)3.Эмпирическое уравнение приведенной реакции имеет вид2Fe(OH)3 + 3H2CO3 = Fe2(CO3)3 + 6H2OСледует обратить внимание, что средняя соль образуется, если 2 части

гидроксида железа (III) взаимодействует с 3 частями угольной кислоты.36

Образование кислой соли:Кислая соль образуется, если для реакции взят избыток кислоты. В

этом случае недостаточно ОН-групп для нейтрализации всех ионов водорода кислоты и они остаются в составе соли, которая называется кислой солью.

Молекулярное уравнение реакцииFe(OH)3 + 3H2CO3 → Fe(НCO3)3 + 3H2OОбразование основных солей:Основная соль образуется, если для реакции взят избыток основания. В

этом случае недостаточно ионов водорода для нейтрализации всех ОН-групп основания и они остаются в составе соли, которая называется основной солью.

Молекулярное уравнение получения гидроксокарбоната железа (III)Fe(OH)3 + H2CO3 = FeОНCO3 + 2H2O

Молекулярное уравнение получения дигидроксокарбоната железа (III)2Fe(OH)3 + H2CO3 = [Fe(ОН)2]2CO3 + 2H2O

37

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАЧ

Студент выполняет вариант контрольного задания, обозначенный последней цифрой номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 00-047, ему соответствует вариант №7.

Таблица вариантов контрольных задач

Вариант Номера задач1 1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101 1112 2 12 22 32 42 52 62 72 82 92 102 1123 3 13 23 33 43 53 63 73 83 93 103 1134 4 14 24 34 44 54 64 74 84 94 104 1145 5 15 25 35 45 55 65 75 85 95 105 1156 6 16 26 36 46 56 66 76 86 96 106 1167 7 17 27 37 47 57 67 77 87 97 107 1178 8 18 28 38 48 58 68 78 88 98 108 1189 9 19 29 39 49 59 69 79 89 99 109 119

10 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

1. Сколько молей и молекул содержится в 8,4 л газообразного сероводорода при н.у.? Какова масса этого объема сероводорода?

2. Сколько граммов сульфида алюминия получится, если для реакции приготовили смесь, состоящую из 2,7 г алюминия и 9,6 г серы? Какое вещество взято в избытке?

3. Какое число молей и молекул содержится в 3,2 г оксида серы (IV)? Какой объем при н.у. занимает это число молекул?

4. Сколько молекул СО2 получится при сгорании 1,2 г углерода? Какой объем займет это число молекул при н.у.? Составьте уравнение реакции.

5. Сравните число молекул, содержащихся в 12 г серной кислоты, с числом молекул, содержащихся в 12 г азотной кислоты. В каком случае число молекул больше?

6. Молекула некоторого вещества имеет массу равную 1,2*10 -25 кг. Определите молекулярную массу вещества.

7. Какой объем оксида азота (IV) получится при взаимодействии 3*1021

молекул азота с кислородом при н.у.? Вычислите массу образовавшегося оксида азота (IV).

8. В какой массе сульфата натрия содержится столько же молекул, сколько их в 1 кг хлорида калия?

38

9. Рассчитайте массы серной кислоты и гидроксида калия, прореагировавшие между собой, если в результате взаимодействия получилось 60 г сульфата калия.

10. Сколько молей кислорода израсходуется на реакцию с 212 г углерода, чтобы последний полностью сгорел до образования оксида углерода (IV)?

11. Вычислите молярную массу эквивалента и эквивалент и угольной кислоты в реакциях:

а) Н2СО3 + Mg(OH)2 = MgCO2 + 2Н2О;б) 2Н2СО3 + СаСОз = Са(НСО3)2 + Н2О;в) Н2СО3 + 2КОН = К2СО3 + 2Н2О.

12. Определите молярную массу эквивалента металла, зная, что для полного растворения 2,041 г этого металла потребовалось 5 г H2SO4, молярная масса эквивалента которой равна 49 г/моль.

13. На нейтрализацию 1,886 г ортофосфорной кислоты израсходовалось 2,161 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалента Н3РО4 и эквивалент кислоты в этой реакции. В соответствии с расчетом составьте уравнение реакции.

14. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента металла в следующих соединениях: Mn2O7, Fe2(SO4)3, Cu(OH)2, PbO2.

15. Рассчитайте молярную массу эквивалента элемента в сульфиде, если массовая доля серы в соединении составляет 13,8%, а молярная масса эквивалента серы равна 16,03 г/моль.

16. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента гидроксида алюминия в реакциях:

а) Аl(ОН)3 + ЗНСl = АlСl3 + ЗН2О;б) Аl(ОН)3 + НСl = Al (ОН)2С1 + Н2О.

17. При восстановлении 5,1 г оксида металла (III) образовалось 2,6 г воды. Определите молярную массу эквивалента оксида металла (III), молярную массу эквивалента металла и атомную массу металла. Молярная масса эквивалента воды равна 9 г/моль.

18. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента хлора в сле-дующих соединениях: CuCl2, NaCIO, LiClO2, Са(СlО3)2, КСlO4, CI2O5. Найдите число эквивалентов в 100 г хлорида меди (II).

19. Рассчитайте число молей и число эквивалентов H2S, которое прореагирует без остатка с 24 г хлорида железа(II).

20. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента марганца в следующих соединениях: МпО(ОН)2, МпО2, К2Мп04, КМпО4, МпО3. Рассчитайте эквивалент оксида марганца (VI) в реакции:

МпО2 (нач) КМпО4(кон).

Задачи 21-30 имеют одинаковое условие: укажите число протонов, электронов и нейтронов в атомах изотопов элемента в соответствии со

39

своим вариантом. Составьте электронную формулу атома элемента и подчеркните в формуле валентные электроны. Укажите, к какому элек-тронному семейству относится данный элемент. Распределите электроны атома по электронным ячейкам и укажите число неспаренных электронов в атоме в нормальном (невозбужденном) состоянии.

Вариант Изотопы элемента Вариант Изотопы элемента21 Cl35

17, Cl3717. 26 Mn55

25, Mn5625.

22 Ca4220, Ca40

20. 27 Al2613, Al27

13.

23 O198, O16

8. 28 Si2814, Si30

14.

24 Ga6831, Ga70

31. 29 Ti4722, Ti48

22.

25 P3015, P32

15 30 Na2311, Na24

11.

31. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов III периода ПСЭ, отвечающие их высшей степени окисления. Как изменяется химический характер этих соединений при переходе от натрия к хлору?

32. Что такое сродство к электрону? Как изменяется окислительная активность элементов в ряду N, О, F? Ответ мотивируйте строением атомов данных элементов.

33. Какую высшую степень окисления проявляют мышьяк, хром, марганец? К каким электронным семействам принадлежат эти элементы? Составьте формулы оксидов данных элементов, отвечающих этой степени окисления.

34. Какую низшую степень окисления проявляют фосфор, кислород, фтор, кремний? Почему? Составьте и назовите формулы водородных соединений этих элементов. К какому электронному семейству они относятся?

35. Что понимают под электроотрицательностью (ЭО)? Как изменяются неметаллические свойства элементов в рядах: a) Si, P, S. Сl; б) Сl, Вг, I? Почему?

36. Выпишите из учебника значения относительной электроотрицательности для элементов: магния, рубидия, углерода, фтора, и дайте мотивированный ответ, какой из перечисленных элементов является более сильным окислителем, а какой - более сильным восстановителем.

37. Что такое энергия ионизации? Используя значения энергии ионизации, объясните, какой из металлов - калий, рубидий, цезий или франций - легче всего окисляется.

38. Внешние уровни атомов имеют строение:... 2s2 2р6; ...4s2 3d1;...5s25p4; ...6s2. В каких периодах, группах и подгруппах находятся эти элементы? К каким электронным семействам они принадлежат?

39. Внешний и предвнешний уровень имеет строение:.. ...3s2

3p63d44s2; ...4s24p64dl05s25p4. В каких периодах, группах и подгруппах находятся эти элементы, к какому электронному семейству они относятся?

40

Составьте формулы оксидов, соответствующие высшей степени окисления этих элементов.

40. Какие степени окисления проявляют олово и селен? Ответ мотивируйте исходя из строения атомов этих элементов. Напишите формулы оксидов, соответствующие всем возможным положительным степеням окисления этих элементов.

41. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:СН4(газ) + CO2(газ)<=>2CO2(газ) +2Н2(газ). Вычислите изменение изобарно-изотертаического потенциала при протекании реакции и на основании этого подсчета дайте ответ.

42. На основании стандартных энтальпий и абсолютных стандартных энтропии соответствующих веществ вычислите изменение стандартного изобарно-изотермического потенциала при протекании реакции: С2Н4(газ)+ ЗО2(газ)= 2СО2(газ) + 2Н2О(ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

43. Вычислите изменение энтальпии реакции горения 1 моля метана при стандартных условиях, в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Сколько теплоты выделится при сгорании 0,56 л метана?

44. Предскажите и проверьте расчетами знак изменения энтропии при стандартных условиях при протекании следующих реакций:

а) СаСОз(тв) = СаО(тв) + СО2(газ);б) NH3(raз) + НСl(газ) = NH4Cl (гв)

45. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии вычислите изменение стандартного изобарно-изотермического потенциала реакции:NO(газ) + ½ О2(газ) = NO2(газ). Сделайте вывод о возможности этой реакции при стандартных условиях.

46. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 л метана при н.у. до образования жидкой воды и диоксида углерода при стандартных условиях? Составьте уравнение реакции.

47. Реакция горения метилового спирта протекает по уравнению:СН3ОН(ж) + 3/2 О2 = СО2(газ) + Н2О(Ж). Тепловой эффект реакции равен ΔН°298xp = -726,5 кДж. Вычислите стандартную теплоту образования ΔН°298

метилового спирта.48. Вычислите изменение энтропии и энтальпии образования 1 моля метана из

водорода и углерода (графит).49. Вычислите тепловой эффект реакции ΔН°298xp горения ацетилена. Сколько

теплоты выделится при сгорании 10 литров ацетилена? С2Н2(газ)+ 5/2 О2(газ) = 2СО2(газ) + Н2О(пар).

50. Вычислите возможность протекания при стандартных условиях реакции:

41

СО(газ) + Н2О(ж) = СО2(газ) + Н2(газ) ΔН°298xp = -2,8 кДж. Вычисления сделайте на основании изменения ΔG°298xp, используя для этого стандартные энтальпии образования (ΔН°298) и значения стандартных энтропии (S°298) соответствующих веществ.

51. Разложение оксида азота (I) протекает по уравнению 2N2O = 2N2+O2. Константа скорости данной реакции при некоторой температуре равна 4*10-4, начальная концентрация N2O равна 2 моль/л. Определите скорость реакции в начальный момент времени и в момент времени, когда разложится 70 % N2O.

52. Во сколько раз возрастает скорость реакции при изменении температуры на 50°, если при изменении температуры на 10° , скорость реакции увеличивается в 1,8 раза?

53. Реакция идет по уравнению 2NO + О2 = 2NO2. Концентрация исходных веществ равна: [NO]исх= 0,24 моль/л, [О2]исх = 0,4 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию NO до 0,4 моль/л и концентрацию О2 - до 0,5 моль/л?

54. В каком направлении произойдет смещение равновесия в системах:1) 2NO + С12 = 2NOC1, 2) 2N2O = 2N2 + О2,если а) повысить давление; б) уменьшить концентрацию NO и О2. Напишите выражение для константы равновесия этих реакций.

55. Напишите выражение для константы равновесия реакций:а) С(графит) + СО2(газ) = 2СО(газ), б) Н2(газ) + S(TB) = H2S(газ), в) N2(rаз) + O2(газ) = 2NO(газ).В каком направлении сместится равновесие этих реакций, если увеличить давление?

56. Определите равновесную концентрацию молекулярного водорода в гомогенной системе 2НI = Н2 + I2 при некоторой температуре, если начальная концентрация HI равна 0,16 моль/л, а Крав= 0,02.

57. Напишите уравнение для скорости прямой реакции: СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О. Во сколько раз возрастает скорость реакции при увеличении а) концентрации кислорода в три раза и б) увеличении концентрации метана в два раза.

58. Применяя принцип, Ле Шаталье укажите, в каком направлении произойдет смешение равновесия систем:а) СО(газ) + Н2О(ж) = СО2(,аз) + Н2(газ) ΔНхр= 2,85 кДж/моль6)2SO2(газ) + О(газ) = 2SO3(газ) ΔНхр = 1,77 кДЖ/моль,если а) повысить температуру, б) увеличить концентрацию оксида углерода II), в) увеличить концентрацию оксида серы (IV).

59. Реакция горения аммиака выражается уравнением:2NH3 +2О2 = N2O + ЗН2О.

42

Во сколько раз возрастет скорость прямой реакции при увеличении давления в два раза? Напишите выражение для константы равновесия системы.

60. Реакция идет по уравнению Н2+I2=2НI. Константа скорости реакции при некоторой температуре равна 0,24. Исходные концентрации реагирующих веществ были равны:[H2]ИСХ = 0,16 моль/л, [I2]исх— 0,15 моль/л. Вычислите скорость реакции в момент времени t, когда концентрация водорода уменьшилась в два раза.

61. Вычислите массовую долю карбоната натрия и моляльную концентрацию раствора, содержащего 6 г К2СО3 в 250 г воды.

62. Вычислите молярную концентрацию эквивалента раствора ортофосфорной кислоты, если массовая доля кислоты составляет 0,12. Плотность раствора равна 1,08 г/мл.

63. Какой объем раствора щелочи с молярной концентрацией эквивалента 0,12N требуется для нейтрализации 1,96 г ортофосфорной кислоты, содержащейся в 60 мл раствора?

64. Определите молярную концентрацию эквивалента сульфата калия в растворе, полученном при смешении 100 мл раствора соли с массовой долей 0,06 (плотность раствора принять равной 1,0 г/мл) и 400 мл воды.

65. Рассчитайте молярную концентрацию раствора серной кислоты, полученного при смешении растворов этой кислоты - 50 мл с массовой долей 0,02 и 150 мл с массовой долей 0,004. Считайте плотность растворов равной 1 г/мл.

66. К 250 мл раствора NaOH с молярной концентрацией эквивалента 0,5N добавили 150 мл воды. Вычислите молярную концентрацию вновь полученного раствора.

67. До какого объема следует упарить 6,6 л раствора CuSO4 с СN = 0,16 моль/л для получения раствора с молярной концентрацией 0,5 моль/л.

68. Какой объем раствора нитрата серебра с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л израсходуется в реакции осаждения с раствором, содержащего 0,84 г хлорида кальция? Составьте уравнение реакции.

69. Какой объем 0,25 М раствора ортофосфорной кислоты прореагирует с гидроксидом натрия, который содержится в 200 г раствора с массовой долей 0,01? Плотность раствора считайте равной 1 г/мл. Составьте уравнение реакции.

70. Какой объем воды потребуется для растворения 4,42 г гидроксида калия для получения 0,1 молярного раствора? Считайте плотность раствора равной 1 г/мл.

71. Вычислите массовую долю неэлектролита в водном растворе, температура кристаллизации которого составляет -0.72 °С. Молярная масса неэлектролита 184 г/моль.

72. Сколько граммов глюкозы C6H12O6 следует растворить в 1200 г воды, 43

чтобы полученный раствор закипел при 100,42°С, Ккип=0,52°.73. В каком количестве воды следует растворить 1 г глицерина С3Н8Оз, чтобы

полученный раствор кристаллизовался при температуре -1,5 °С ? Ккр

=1,86°.74. Рассчитайте относительное понижение давления пара раствора,

содержащего в 200 мл воды 150 г сахара С12Н22О11.75. Вычислите температуру кристаллизации водного раствора неэлектролита с

массовой долей растворенного вещества 0,12. Молярная масса неэлектролита равна 320 г/моль. Ккр =1,86°.

76. Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, при растворении 4 г которого в 120 г воды, вызывает понижение температуры кристаллизации раствора на 0,1 °С. Ккр=1,86°.

77. Рассчитайте температуру кипения водного раствора неэлектролита, температура кристаллизации которого равна -2 °С. Ккр = 1,86°. Ккип = 0,52°.

78. Сколько граммов сахара C12H22O11 следует растворить в 500 г воды, чтобы он не замерзал при температуре -1,2°С? Ккр =1,86°.

79. Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если при растворении 0,8 г его в 80 г воды, температура кипения раствора повышается на 0.022 °С. Ккип =0,52 °.

80. Какова массовая доля неэлектролита в водном растворе, если температура кипения раствора 100,78°С? Молекулярная масса неэлектролита равна 156 г/моль. Ккип =0,52 °

81. Кдис (HNO2) равна 5,1*10-4. Вычислите степень диссоциации кислоты и рН в 0,01 М растворе HNO2.

82. Степень диссоциации уксусной кислоты в растворах 1 моль/л, 0,1 моль/л и 0,01 моль/л, соответственно равна 0,42%. 1,34% и 4,25%. Вычислив Кдис

кислоты для этих растворов, докажите, что Кдис не зависит от концентрации растворов.

83. В 0,0001 М растворе слабой кислоты НА концентрация ионов Н+

составляет 10 моль/л. Определите Кдис (НА), степень диссоциации НА и рН этого раствора.

84. К1дис (Н2А) равна 10-4, К2

дис (Н2А) равна 10-9. Вычислите полную Кдис(Н2А) и концентрацию ионов Н+ в 0,1 М растворе кислоты по первой ступени диссоциации.

85. Кдис слабого основания МеОН равна 10-6. Вычислите концентрацию ионов ОН- и рН в 0,01 М растворе МеОН.

86. В 0,0001 М растворе слабого основания МеОН водородный показатель равен 9. Вычислите концентрацию ионов ОН-, степень диссоциации МеОН в этом растворе и Кдис.

87. Кдис слабого основания МеОН равна 10-5. Вычислите степень диссоциации электролита в 0,1 М растворе МеОН, концентрацию ионов ОН - и рН этого раствора.

44

88. К1дис(Н2А) = 10-3, К2

дис(Н2А)= 10-9. Вычислите ПОЛНУЮ константу диссоциации кислоты, степень диссоциации по первой ступени в 0,1 М растворе и рН раствора.

89. Вычислите степень диссоциации H2S по первой ступени диссоциации в 0,1 М растворе, если К1

дис(H2S)=10-7.90. Кдис(NН4ОН) = 10-5. Вычислите степень диссоциации электролита,

концентрацию ионов ОН- и рН в 0,1 М растворе NH4OH.91. Выпадет ли осадок ВаСО3, если к 0,001 М раствору хлорида бария

добавить равный объем 0,0002 М раствора карбоната натрия? ПР (ВаСОз) = 5,1 10 -9.

92. Рассчитайте молярную концентрацию ионов свинца (Рb2+) и массу соли в насыщенном растворе иодида свинца. ПР (PbJ2) = 10-5.

93. Рассчитайте ПР соли NiС2О4, если в 2000 мл насыщенного раствора этой соли содержится 0,02348 г ионов Ni2+.

94. Для растворения 0,024 г карбоната кальция потребовалось 500 мл воды. Вычислите ПР соли считая, что объем раствора равен объему растворителя.

95. Рассчитайте, в каком объеме насыщенного раствора хлорида свинца (II) содержится, 1 г ионов свинца, ПР (РbС12) = 4*10-5.

96. Рассчитайте массу кальция в виде ионов Са2+, которая находится в 500 мл насыщенного раствора сульфата кальция, IIP (CaSO4) = 10-4.

97. Сколько литров воды потребуется для растворения 0,1 г бромида серебра для получения насыщенного раствора. ПР (AgBr) = 10-17.

98. Выпадет ли осадок сульфата кальция, если к 200 мл 0,002 М раствора хлорида кальция добавить 200 мл 0,01 М раствора сульфата калия. ПР (CaSO4) = 10-4.

99. Рассчитайте, в каком объеме насыщенного раствора AgCl содержится 0,1 г соли. ПР (AgCl) = 10-10.

100. В насыщенном растворе хромата серебра молярная концентрация иона СгО2-

4 равна 0,0001 моль/л. Рассчитайте ПР хромата серебра и молярную концентрацию иона серебра в этом растворе.

Задачи 101-110 имеют одинаковое условие: составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей и на основании этих уравнений определите реакцию среды (кислая, нейтральная, щелочная) и рН. Укажите цвет лакмуса и фенолфталеина в растворах солей.

101. хлорид дигидроксохрома (III), нитрат алюминия, сульфит калия.102. ацетат натрия, гидрокарбонат рубидия, сульфат меди (II).103. нитрат висмута (III), гидрокарбонат калия, сульфат кобальта (II).104. нитрат гидроксожелеза (III), нитрит калия, карбонат цезия.105. дигидроортфосфат натрия, нитрат гидроксомеди (II), сульфат цинка.106. хромат калия, нитрат свинца (II), гидросульфид рубидия.

45

107. сульфит лития, хлорид гидроксоникеля (III), ортофосфат калия.108. сульфат марганца (II), нитрит цезия, хлорид гидроксоцинка.109. сульфид лития, хлорид дигидроксожелеза (III), нитрат аммония.110. гидроортофосфат лития, хлорид кобальта (III), ацетат калия.

Задачи 111-120 имеют одинаковое задание: составьте молекулярные уравнения и уравнения электронного баланса для реакций окисления-восстановления. Расставьте коэффициенты в молекулярном уравнении и укажите окислитель и восстановитель, какое вещество окисляется, а какое – восстанавливается.

111. а) К2МnO4 + С12 = б) NH3 +O2=112. a) NaBr + MnO2 + H2SO4 = б) КМnO4 + Н2О2 + H2SO4 =113. a) H2SO3 + Сl2 + Н2О = б) H2S +О2 =114. a) K2Cr2O7+ Na2SO3 + H2SO4 = б) Н3РО3 + KMnO4 + H2SO4 =115. a)Na3AsO3 + KMnO4 + КОН = 6) H2SO3+KMnO4+H2SO4=116. a) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = 6) KCIO + H2SO4 =117. a) KMnO4 + Na2S + H2SO4= 6) KNO2 + PbO2 =118. a) KBr + H2SO4(конц) = 6) H2S + HNO2 =119. a) KJ + H2O2 + H2SO4 = 6) KNO2 + KJ + H2SO4 =120. a) K2Cr2O7 + KNO2 +H2SO4 = 6) KMnO4 + H2SO4 +

46

СОДЕРЖАНИЕ

Введение…………………………………………………………………….……3

Степени окисления элементов……………………………………….……....... 4Классификация неорганических соединений………………………….………

6Простые вещества…….…………………...………………….…………………

6Оксиды………………………..……………………………………...…………..

7Получение оксидов…………................…………………….………..11Свойства оксидов……………..…………………………..…………...11Амфотерные оксиды………………………………..………….……….12Перекиси…...……………………………………………..…..…………13Типовые задачи…………………………………………………………13Упражнения для самопроверки……………..……………………… 14

Гидроксиды……………………….………….…………………………………..15Классификация гидроксидов……………………………………………15Основания…….………………….………………………………………15Получение оснований ……………..…………....………………………16Химические свойства оснований ……………..………………………16Типовые задачи ………………………..……….……………………….16Упражнения для самопроверки….…………...….……………………17

Кислоты…………..…………………………………...……...……………...……18Классификация кислот………………………….…………………...….20Получение кислот………………………..………..……………………..21Химические свойства кислот……………….…………………………..21Типовые задачи………………………………………………….……….21Упражнения для самопроверки……………….……………….….....22

Соли……………………………………………………………………….…..…..22Классификация солей………………………………………….……..…22Средние соли………………………………..….……………….……....23Номенклатура солей……………………………...…………………..…25

47

Кислые соли………………………….………….…………………….....26Основные соли………………………………………………………..…28Получение солей………………………….…………………………..…30Химические свойства солей……………………………………………..30Типовые задачи………..……………………………….…………………31Упражнения для самопроверки……………………….…………………32

Химические уравнения……………………….…….………….………………….33

Молекулярные уравнения……………………….………………………34

Ионные уравнения……………………………………………………….35

Эмпирические и графические уравнения химических реакций………36Контрольная работа…………………………………………………………….….38

48