Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
II. Эквивалент. Эквивалент простого и сложного вещества. Закон эквивалентов.↑ Стр 1 из 6Следующая ⇒ Содержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
I. Основные понятия и законы химии. Атомные и молекулярные массы. Моль.
Химический элемент определяется как вид атомов, характеризующихся определенной совокупностью свойств. Простое вещество состоит из атомов или молекул одного и того же элемента. При соединении атомов различных элементов образуется сложное вещество (химическое соединение). Закон постоянства состава. Соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Закон Авогадро. В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул. 1/12 часть изотопа 12С называется атомной единицей массы (а.е.м.). Относительная атомная масса элемента рассчитывается как отношение массы атома элемента к 1/12 части массы атома 12С. Относительная молекулярная масса (М r) простого или сложного вещества определяется как отношение массы его молекулы к а.е.м. Моль - количество вещества, содержащее столько атомов, молекул, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа 12С. Применяя понятие "моль", следует конкретно указывать, что имеется в виду. Например, моль атомов О, мольмолекул О2? В одном моле содержится 6,02·1023 (постоянная Авогадро) структурных единиц. Отношение массы m(г) вещества к его количеству n(моль) называют мольной массой вещества (М). М = m/n (г/моль). Из закона Авогадро и определения понятия "моль вещества" следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (н.у.), т.е. при Р = 101,325 кПа или 760 мм р.ст., и Т = 273 К 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Пример 1. Рассчитайте число молей, соответствующих 56 г n2. Сколько молекул содержится в этом количестве азота? Решение. Молекулярная масса (М r) азота n2 равна 28 а.е.м. Масса 1 моля n2 (M) 28 г. Число молей азота можно найти как отношение массы к молярной массе, т. е. N = m/ М = 56/28 = 2 (моль). Один моль любого вещества содержит 6,02·1023 структурных единиц, следовательно, 2 моля ns содержат 2·6,02·1023 = 12,04·1023 молекул азота.
Пример 2. Вычислите массу 1 л хлора и объем 1 г хлора (при н.у.). Сколько молекул Cl2 содержится в 1 л (н.у.)? Решение. Молярная масса хлора равна 71 г/моль. При н.у. 1 моль Cl2 занимает объем 22.4 л. Отсюда: а) 22,4 л хлора имеют массу 71 г; 1 л хлора имеет массу х г; х = 71/22,4 = 3,17 (г). б) 71 г хлора занимает объем 22,4 л: 1 г хлора занимает объем х л; х = 22,4/71 = 0,32 л. в) 22,4 л содержат при н.у. б,02·1023 молекул Cl2; 1 л содержит х молекул Cl2; x = б,02·1023/22,4 = 0,28·1023 молекул Cl2.
ЗАДАЧИ 1.Сколько молей и молекул содержится в 8,4 л газа при н.у.? 2.С целью получения сульфида алюминия смесь, состоящую из 27 г алюминия и 60 г серы, нагревали на воздухе и получили 75 г продукта. Противоречит ли этот факт закону сохранения массы вещества? 3.Какое число молей и молекул содержится в 38,4 г оксида серы (IV)? Какой объем при н.у. занимает это число молекул? 4.Сколько молекул CО2 получится при сгорании 0.6 г углерода? Какой объем займет это число молекул при н.у.? 5.Сравните число молекул, содержащихся в 5 г серной кислоты, с числом молекул, содержащихся в 5 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.В какой массе воды содержится столько же молекул, сколько их в 1 кг хлорида натрия? 8.Сопоставить числа молекул, содержащихся в 1 г NH3 и в 1 г n2. В каком случае и во сколько раз число молекул больше? 9.Выразить в граммах массу одной молекулы диоксида серы. 10.Одинаково ли число молекул в 0,001 кг Н2 и в 0,001 кг О2? В 1 моле Н2 и в 1 моле О2? В 1 л Н2 и в 1 л О2 при одинаковых условиях? 11.Сколько молекул содержится в 1,00 мл водорода при нормальных условиях? 12.Какой объем при нормальных условиях занимают 27·1021 молекул газа? 13.Каково соотношение объемов, занимаемых 1 молем О2 и 1 молем О3 (условия одинаковые)? 14.Взяты равные массы кислорода, водорода и метана при одинаковых условиях. Найти отношение объемов взятых газов. II. Эквивалент. Эквивалент простого и сложного вещества. Закон эквивалентов. Из закона постоянства состава следует: элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и молярной массы эквивалента. Эквивалент (Э) вещества показывает, какое его количество в молях соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в Н2О эквивалент кислорода равен 1/2 моля, а у углерода в СН4 - 1/4 моля. Эквивалент кислорода в О2 тоже равен 1/4, так как молекула кислорода может присоединить 4 атома водорода:
О2 + 2Н2 = 2H2O
Молярная масса эквивалента вещества (М э) - это масса 1 моля эквивалента этого вещества (г/моль). Молярные массы эквивалентов простых и сложных веществ зависят от стехиометрии реакций, в которых участвуют эти вещества. Нахождение молярных масс эквивалентов: 1. Кислоты (общая формула кислот НnА) 2. Гидроксиды (общая формула Me(ОН) n). 3. Соли (общая формула МеmАn). 4. Окислители (окислитель + nē = восстановитель). 5. Восстановители (восстановитель - nē = окислитель). 6. Элементы в химическом соединении. М э = Атомная масса элемента/(Валентность элемента в соединении · Число атомов элемента в соединении.) Закон эквивалентов. Массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ. m(1)/m(2) = М э(l)/ М э(2) Если одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то m(l)/ V (2) = М э(1)/ V э(2).
Пример 1. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его атомную массу, если 1,215 г его вытесняют из серной кислоты 1,12 л водорода (н.у.). Валентность металла в соединении равна 2. Решение. По условию задачи металл вытесняет из H2SO 1,12 л Н2, что составляет: 1,12/22,4 = 0,1 (моль). Масса 0,1 моля Н2 составляет 0,2 г. Используя закон эквивалентов, рассчитаем молярную массу эквивалента металла: 1,215/ М э(Ме) = 1,12/11,2, отсюда М э(Me) = 12,15 г/моль. Молярная масса эквивалента связана с атомной массой соотношением: М э (Элемент) = Атомная масса (А) · Валентность, отсюда А (Ме) = 12,15 · 2 = 24,30 (г/моль). По периодической системе элементов находим, что этот металл - Mg. Пример 2. Вычислите молярную массу эквивалента Cu(OH)2 в реакциях: а) Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O, б) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О,. Решение. Для нахождения М э (Cu(OH)2) воспользуемся выражением М э = Молярная масса гидроксида/Число ионов ОН-, замещенных в реакции. В реакции а) только одна группа ОН- замещена на ион Сl-. a) М э(Cu(OH)2) = 97,54/1= 97,54 г/моль; б) М э(Cu(OH)2) = 97,54/2 = 48,22 г/моль.
ЗАДАЧИ 1. Вычислите молярные массы эквивалентов и эквиваленты угольной кислоты в реакциях: а) Н2СО3 + Mg(OH)2 = MgCO3 + 2Н2О; б) 2Н2СО3 + Са(ОH)2 = Са(НСО3)2 + 2H2O; в) Н2СО3 + 2КОН = К2СО3 + 2H2O. 2. Определите молярную массу эквивалента металла, зная, что для полного растворения 2,041 г этого металла потребовалось 5 г Н2SO4, молярная масса эквивалента которой равна 49 г/моль. 3. На нейтрализацию 1,888 г ортофосфорной кислоты израсходовано 2,161 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалента Н3РО4 и ее основность в этой реакции. В соответствии с расчетом составьте уравнение реакции. 4. Вычислите молярную массу эквивалента металла в следующих соединениях: Mn2O7, FeSО4 , Ba(OH)2, Al2(SO4)3. 5. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента гидроксида железа (III) в реакциях: a) Fe(OH)3 + ЗНСl = FeСl3 + ЗH2O; б) Fe(OH)3 + НСl = Fe(OH)2Cl + H2O; в) Fe(OH)3 + Н2SO4 = Fe(OH)SO4 + 2H2O. 6. Определите молярную массу эквивалента хлора в следующих соединениях: НСl, НСlO, НСlO2, НСlO3, НСlO4. Чему равен эквивалент хлора? 7. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента марганца в следующих соединениях: МnО(OН)2, МnО2, К2МnO4, КМnO4, МnО3, если массовая доля серы в соединении составляет 13,8 %, а молярная масса эквивалента серы равна 16,03 г/моль. 8. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Определить эквивалентную массу металла. 9. Масса 1 л кислорода равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21 г магния, эквивалент которого равен 1/2 моля? 10. Определить эквивалентные массы металла и серы, если 3,24 г металла образует 3,48 г оксида и 3,72 г сульфида. 11. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляются 0,680 л кислорода (условия нормальные). 12. 1,00 г некоторого металла соединяется с 8,89 г брома и с 1,78 г серы. Найти эквивалентные массы брома и металла, зная, что эквивалентная масса серы равна 16,0 г/моль. 13. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (условия нормальные). 14. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалась соль Nа2НРО4. Найти для этого случая значение эквивалентной массы ортофосфорной кислоты. 15. На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия. Определить эквивалентную массу кислоты. 16. При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода получилось 4,40 г соли. Вычислить эквивалентные массы вещества и образовавшейся соли. 17. Фосфор образует два различных по составу хлорида. Эквивалент какого элемента сохраняется в этих соединениях постоянным: а) хлора; б) фосфора? 18. Одинаков ли эквивалент хрома в соединениях СrСl3 и Сr2(SO4)3? СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ Состав химических соединений выражается химическими формулами. При анализе (и составлении) химических формул удобно пользоваться понятием "степень окисления элемента в соединении". Сумма степеней окисления всех элементов соединения принимается равной нулю. Степень окисления элементов в простых веществах тоже принимается равной нулю. Обычно степень окисления водорода в соединениях с неметаллами принимается +1, а степень окисления кислорода со всеми соединениями кроме фтора, равной -2. Степени окисления других элементов соединений рассчитывают, исходя из этих предположений. Пример 1. Какие степени окисления имеют элементы в следующих соединениях: СО2, P2О5, HCl, H2S? Решение. В соединении СО2 сумма степеней окисления двух атомов кислорода составляет (-2) · 2 = -4. Сумма степеней окисления всего соединения равна нулю. Следовательно, степень окисления углерода равна +4. В соединении Р2О5 каждые пять атомов кислорода характеризуются суммой степеней окисления, равной -10. Следовательно, каждые два атома фосфора, имеют сумму степеней окисления, равную +10, а степень окисления фосфора в соединении Р2О5 равна +5. В соединении HCl степень окисления водорода +1; следовательно, степень окисления хлора -1. В соединении H2S степени окисления водорода и серы соответственно равны +1 и -2. Пример 2. Какие степени окисления имеют элементы в соединениях FeCl2, FeCI3, Sb2S3?. Решение. Перечисленные соединения являются солями хлороводородной и сероводородной кислот. Степень окисления хлора в хлороводородной кислоте равна -1 (см. пример 1); следовательно, степень окисления железа равна +2 в FeCl2 и +3 в FeCl3. Степень окисления серы в HzS равна -2 (см. пример; 1). Следовательно, степень окисления сурьмы в Sb2S3 равна +3. Для соединений, состоящих из трех элементов и более расчет степеней окисления усложняется. Существенную помощь при определении степеней окисления сложных соединений, а также при составлении эмпирических формул оказывает тот факт, что элементы главных и некоторых побочных подгрупп имеют характерные для них степени окисления, зависящие от номера группы. Так, элементы главных подгрупп I - III групп таблицы Д.И. Менделеева имеют единственные характерные степени окисления - положительные и численно равные номеру группы. Пример 3. Какие степени окисления в соединениях имеют стронций и галлий? Решение. Элемент стронций находится в главной подгруппе II группы; следовательно, в соединениях он имеет одну степень окисления +2. Галлий находится в главной подгруппе III группы; следовательно, в соединениях он имеет степень окисления +3. Элементы главных подгрупп IV—VI групп (кроме кислорода) имеют следующие степени окисления: положительные, численно равные номеру группы и на две единицы меньшие, и отрицательные, равные номеру группы минус число 8. Элементы главной подгруппы седьмой группы (за исключением фтора) имеют характерные нечетные степени окисления от +7 до -1, т.е. +7, +5, +3, +1, -1. Пример 4. Какие степени окисления имеют в соединениях элементыгерманий, селен и бром? Решение. Германий находится в главной подгруппе IV группы; следовательно, в соединениях он имеет степени окисления +4, +2, -4. Селен - элемент главной подгруппы VI группы, его степени окисления в соединениях +6, +4, -2. Бром - элемент главной подгруппы VII группы, в соединениях он может иметь степени окисления +7, +5, +3, +1, -1. Если известно, какие степени окисления может иметь элемент, то можно написать эмпирические формулы его соединений с кислородом и водородом. Пример 5. Напишите эмпирические формулы соединений с кислородом и водородом элементов: а) мышьяка; б) индия. Решение. а) Мышьяк - элемент главной подгруппы V группы. Следовательно, он имеет степени окисления +5, +3, -3. Эмпирические формулы его оксидов As2O5 и As2O7. Эмпирическая формула соединения с водородом AsH3. б) Индий - элемент главной подгруппы III группы. В соединениях индий имеет единственную степень окисления +3. Индий имеет один оксид In2O3. Для элементов побочных подгрупп (d- и f-элементов) не существует такой определенной взаимосвязи между степенями окисления и номером группы, какая наблюдается для элементов главных подгрупп. Можно отметить, что элементы II—VII групп побочных подгрупп имеют высшие степени окисления, соответствующие номеру группы, и в обычных соединениях элементы побочных подгрупп не проявляют отрицательных степеней окисления. Степени окисления тех элементов побочных подгрупп, соединения которых наиболее часто применяются в химической практике, следует запомнить. К таким элементам относятся хром (степени окисления +6 и +3), марганец (+7, +6, +4, +2), железо (+3, +2), кобальт, никель (+2, гораздо реже +3), медь (+2, +1), цинк (+2), серебро (+1), кадмий (+2), золото (+3, +1) и ртуть (+2,+1). Пример 6. Определите степени окисления элементов в соединениях: a) FeAsO3; б) AgPO3. Решение, а) В соли FeAsO3 сумма степеней окисления кислорода -6. Железо может иметь степени окисления +2 и +3, а мышьяк - степени +5 и +3. Сумма степеней окисления в эмпирической формуле FeAsO3 равна нулю, если степень окисления железа будет +3 и степень окисления мышьяка +3. б) В соединении AgPO3 степени окисления серебра (+1) и кислорода (-2) определяют степень окисления фосфора (+5). Упражнения. 1.Какие степени окисления имеют элементы в следующих оксидах: a) Li2O; б) ВеО; в) В2O3; г) СО; д) СО2; е) N2O5; ж) NО2; з) N2O3; и)NO; к) N2O; л)Na2O; м) MgO; н) Al2O3; о) TiO2; n) V2O5; p) CrO3; с) Cr2O3; т) Mn2O7; у) Fе2О3; ф) FeO; x) CuO; ц) Сu2О; ч) Ag2O; ш) Hg2O? 2.Какие степени окисления имеют центральные атомы следующих соединений: a) LiOH; б) Ве(ОН)2; в) Н3ВО3; г) Н2СО3; д) НСООН; е) НNО3; ж) HNO2; з) HF; и) NaOH; к) Mg(OH)2; л) А1(ОН)3; м) H4SiO4; н) Н3РО4; о) Н2РНО3; п) HPH2O2; p) H2SO4; с) Н2SО3; т) НСlО4; у) НСlО3; ф) НСlО2; x) НСlО; ц) H2Cr2O7; ч) HMnO4; ш) H2MnO4; щ) Fе(ОН)3? 3.В каких степенях окисления образуют наиболее устойчивые соединения следующие элементы: а) натрий; б) магний; в) алюминий; г) углерод; д) фосфор; е) сера; ж) хлор; з) калий; и) кальций; к) хром; л) марганец; м) железо; н) кобальт; о) медь; п) цинк; p) галлий; с) германий; т) золото? 4.Определите степени окисления всех элементов следующих соединений: a) Li2S; б) ВеСО3; в) Na2B4O7; г) Мn(NО3)2; д) А1F3; е)Na2HPO3; ж) Са3(РО4)2; з) Mg2SiО4; и) FeSO3; к) Zn(C1О4)2; л) К2СrО4; м) СаМnО4; н) Cr2(SO4)O3; о) KMnO4; п) Fe(NO3)O3; p) CoSO4; c) Ni(IO3)2; т) Cu2P2O7; у) Zn3(AsО4)2; ф) SnSО4; x) КSbO2. ОКСИДЫ ГИДРОКСИДЫ ОСНОВАНИЯ По международной номенклатуре, соединения, содержащие гидроксогруппу, называют гидроксидами. Если металл имеет переменную степень окисления, то после названия гидроксида в скобках указывается его с. о. Основания - электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют отрицательные гидроксид-ионы. Например, CuOH - гидроксид меди (I), Cu(OH)2 - гидроксид меди (II). КИСЛОТЫ АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ СОЛИ Соли - это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катионы аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков. В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные. С р е д н и е соли — продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл или продукты полного замещения гидроксилъных групп основания кислотными остатками. Например, полное замещение в НзРО4 водорода на металл могут дать соли NазРО4, Саз(РО4)2, AlPO4. Замещение в Аl(ОН)з гидроксильных групп кислотными остатками могут дать соли АlСlз, Al2(SO4)3, АlРО4. К и с л ы е соли (гидро) - продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот на металл. Двухосновные кислоты дают одну кислую соль. Например,Н2SOз—KHSOз -гидросульфит калия; Са(НSOз)2 - гидросульфит кальция. Трехосновные кислоты дают две кислые соли. Например, НзРО4 - Са(Н2РО4)2 дигидрофосфат кальция; СаНРО4 - гидрофосфат кальция. О с н о в н ы е соли (гидроксо) — продукты неполного замещения гидроксогрупп многокислотных оснований на кислотные остатки. Например, у Аl(ОН)з последовательно замещаются однадве группы и получаются основные соли: Аl(ОН)2Сl - хлорид дигидроксоалюминия, АlOНСl2 - хлорид гидроксоалюминия. П о л у ч е н и е солей. Средние соли могут быть получены многими способами, приведем лишь десять основных: 1. металл + неметаллосновной оксид 4 кислотный оксид 7 8 2. металл + кислота основание (щелочь) 5 кислота 9 10 3. металл + соль соль 6 соль
Приведенные схемы, по которым могут образовываться средние соли, рассмотрим на конкретных примерах. 1. Взаимодействие металла с неметаллом: 2Na + Сl2 = 2NaCl 2. Взаимодействие кислот с металлами. Все разбавленные кислоты (кроме азотной) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода: ↑ Fe + 2НСl = FeCl2 + Н2↑ Fe + 2Н + = Fe 2 + + Н2 3. Взаимодействие металла с солями. Более активный металл вытесняет.менее активный из раствора его соли: Fe + CuSO4 = Сu + FeSO4 Fe + Cu2+ = Сu + Fe2+ 4. Взаимодействие основного и кислотного оксидов: СаО + СО2 = CaCO3 5. Взаимодействие кислоты и гидроксида: Н2SО4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2Н2О 2H+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 2Н2О 6. Взаимодействие солей между собой. До начала реакции обе соли должны быть растворимы в воде, а после одна из солей должна быть в осадке, т. е. нерастворима: AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3 Ag+ + Cl‾ = AgCl↓ 7. Взаимодействие основного оксида с кислотой: CuO + 2НСl = CuCl2 + Н2О CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O 8. Взаимодействие щелочи с кислотным оксидом: 2NaOH + CO2 = Na2CO3+ Н2О 2OН‾ + СО2 = CO32‾ + Н2О 9. Взаимодействие солей со щелочами: СuSO4 + 2КОН = K2SO4 + Сu(ОН)2↓ Cu2+ + 2OН‾ = Сu(ОН)2↓ 10. Взаимодействие солей с кислотами: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2НСl Ва2++ SO42‾ = BaSO4↓
К химическим свойствам средних солей относятся реакции 3, 6, 9, 10. Для получения какой-либо определенной соли не все вышеприведенные способы осуществимы на практике. В каждом конкретном случае необходимо учитывать условия реакции и свойства участвующих в ней веществ. Кислые соли могут быть получены при взаимодействии:
1) основания с избытком кислоты NaOH + Н2SО3 = NaHSO3 + Н2О 2) средней соли с избытком кислоты Са3(РO4)2 + 4Н3РО4 = 3Ca(H2PO4)2 Са3(РО4)2 + 2Н2SO4 = Ca(H2PO4) 2 + 2CaSO4 Для перевода кислой соли в среднюю необходимо добавить щелочи: NaHSO3 + NaOH = Na2OH + Н2О Са(Н2РO4)2 + 2Са(ОН)2 = Са3(РО4)2 + 4Н2О Основные соли могут быть получены при взаимодействии: 1) избытка основания с кислотой Сu(ОН)2 + НСl = CuOHCl + Н2О 2) недостатка щелочи со средней солью 2CoSO4 + 2NaOH = (CoOH) 2 + Na2SO4 Для перевода основной соли в среднюю нужно добавить кислоты: (CoOH)2SO4 + H2SO4 = 2СоSO4 + 2Н2О Необходимо отметить, что основные соли обладают меньшей растворимостью, чем средние. Подобно средним солям, они взаимодействуют с кислотами и солями. Кислые же соли обладают большей растворимостью, чем средние: Саз(РО4)2 нерастворима в воде, СаНРО4 малорастворима, Са(Н2РО4)2 растворима. вопросы 1. Какие соединения называют оксидами? 2. Какие оксиды называют основными, кислотными, амфотерными? 3. Назовите следующие оксиды: Na2O, SO2, Mn2O7, CO, Cr2Oз, Р2О5, В2Оз, SnO2, CuO, OsO4, SеOз. 4. Какие соединения называют гидроксидами? 5. Назовите следующие кислоты: a) HNO2, Н2SO4, НзРO4, НСl; б) HNO3, Н2SO3, НзВОз. HI; в) СНзСООН, H2S, Н2SO3, НВr. 6. Какие вещества называют солями? 7. Какие виды солей вы знаете? 8. Назовите следующие соли: а) Аl2(SO4)з, FеОН(NОз), KHS; б) FeCl2, NaH2PO4, AlOHSO4; в) Са(NОз)2, Са(НСОз)2, ВiОН(NОз)2; г) Ва3(РO4)2. КНSОз;, д) К2SiОз, Рb(НSOз)2, MgOHCl. УПРАЖНЕНИЯ 1. Составьте уравнения реакций взаимодействия следующих оксидов: а) оксида кремния (IV) с оксидом железа (II); б) оксида меди (II) с оксидом серы (IV); в) оксида азота (V) с оксидом кальция; г) оксида фосфора (V) с оксидом натрия; д) оксида магния с оксидом серы (IV); е) оксида азота (III) с оксидом бария. Назовите тип химической связи в каждом из оксидов. 2. Какие из следующих веществ могут реагировать с оксидом азота (V): Са(ОН)2, H2SO4, MgCl2, H2О, SО2, К2О? Возможные уравнения реакций запишите в ионной форме. 3. Закончите уравнения следующих реакций: КОН + SOз →... Fе2Оз + H2SO4 →... LiOH + Cl2O7 →... Са(ОН)2 + CO2 →... Al2O3 + HNOз →... CaO + НзРО4 →... Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 4. Какие из следующих веществ будут реагировать с гидроксидом калия: Mg(OH)2, Сl2О7, H2SO3, CuCl2, Аl2Оз, ВаО, Zn(OH)2? Напишите возможные уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. 5. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между соответствующими кислотами и гидроксидами, приводящими к образованию следующих солей: FeOHSO4, NaHCOз, Mg(NOз)2, Саз(РO4)2, Аl2(SO4)з. 6. Закончите уравнения следующих реакций получения солей в молекулярной и ионной формах: ZnO + КОН →... Sn(ОН)2 + NaOH →... Al2Oз + NaOH →... Zn + КОН →... 7. Какие из указанных веществ будут реагировать с хлороводородной кислотой: H2SО4, CuO, P2О5, AgNО3, Fе(ОН)з, MgSО4, К2СОз? Возможные реакции запишите в молекулярной и ионной формах. 8. Закончите уравнения реакций получения солей в молекулярной и ионной формах: Са + НзРО4 →... Fe2O3 + Н2SО4 →... Mg + H2SО4 →... Аl(ОН)з + НСlО4 →... Fe + HCl →... Ва(ОН)2 + НзАsО4 →... К2О + Н2SОз →... LiOH + H2CrО4 →... CaO + HNО3 →... Fе(ОН)2 + H2SeO4 →... 9. 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. 10. Допишите уравнения реакций взаимодействия веществ в молекулярной и ионной формах: а) Аl2(SO4)з + Ва(NO3)2 →... б) FeClз + КОН →... в) Na2CO3 + Ca(OH)2 →... г) Na2SiOз + НС1 →... 11. Допишите ионные уравнения следующих реакций: а) CuSO4 + NaOH →... б) CuCl2 + K2CO3 →... в) CuO + НNОз →... г) Cu(OH)2 + НСl →... 12. Допишите уравнения реакций образования основных солей в молекулярной и ионной формах: а) Аl(ОН)з + НNО3 →... Mg(OH)2 + НСl →... б) Fе2(SO4)з + NaOH →... Cu(OH) 2 + НNОз →... в) Zn(OH)2 + НзАsO4 →... Fе(ОН)з + H2SO4 →... 13. Допишите уравнения реакций образования кислых солей в молекулярной и ионной формах: а) NaOH + Н2СОз →... Ва(ОН)2 + НзРO4 →... б) КОН + НзРO4 →... NaOH + Н2S →... в) КОН + H2SO4 →... Са(ОН)2 + Н2СОз →... 14. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между следующими веществами: а) хлоридом железа (III) и фосфатом натрия; б) сульфатом меди (II) и фосфатом натрия; в) сероводородом и нитратом меди (II); г) сульфитом калия и сульфатом цинка; д) сульфитом натрия и нитратом магния; е) карбонатом калия и сульфидом бария; ж) силикатом натрия и бромидом кальция. 15. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между следующими веществами: а) гидроксохлоридом магния и гидроксидом натрия; б) гидроксосульфатом железа (III) и серной кислотой; в) гидрофосфатом кальция и гидроксидом кальция; г) гидросульфидом кальция и гидроксидом калия; д) дигидрофосфатом бария и гидроксидом бария. 16.Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) СuО → СuСl2 → Cu(NО3)2 б) СаО → Са(ОН)2 → Са(NО3)2 в) MgO → MgSО4 → MgCl2 17. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) SО2→ Н2SОэ → КНSОз → К2Sоз б) P2O5 → НзРО4 → Са(Н2РО4)2 → Саз(РО4)2 в) СО2 → Са(НСОз)2 → СаСОз → СаCl2 18. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) ZnSО4 → Zn(OH)2 → ZnCl2 → Zn б) АlСlз → Аl(NОз)з → Аl(ОН)з → NaAlO2 в) Рb(NОз)2 → Рb(ОН)2 → РbО → Na2PbO2 19. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) Fе2(SО4)з → FеСlз → Fе(ОН)з → FеОН(NОз)2 б) К → КОН → KHSО4 → K2SО4 → KCl → KNО4 в) Cu(OH)2 → CuOHNОз → Cu(NОз)2 → CuSО4 20. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) Са → Са(ОН)2 → CaCl2 → Са(NОз) 2 → CaSO4 б) Сu→ Сu(NОз)2 → Сu(ОН)2 → CuSO4 → Аl2(SO4)3 в) Mg → MgSO4 → MgCl2 → MgOHCl → Mg(OH)2 21. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) CuSO4 → CuCl2 → ZnCl2 → Na2ZnO2 → Zn(OH)2 б) Нg(NОз)2 → Аl(NОз)з → NaAlO2 → Аl(ОН)з → AlОHCl2 в) ZnSO4 → Zn(OH)2 → ZnCl2 → АlСlз → Аl(ОН)з 22. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а) CuCl2 → Cu(OH)2 → CuSO4 → ZnSO4 → Na2ZnO2 б) Fе(NОз)з → FeOH(NОз) 2 → Fе(ОН)з → FеСlз → Fе(NОз)з в) Al2Oз → АlСlз → Аl(ОН)з → NaAlO2 → NaNOз r) Mg(OH)2 → MgSO4 → MgCl2 → Mg(NOз)2 → Мg(ОН)2 23. Напишите эмпирические и графические формулы оксидов: а) рубидия; б) цезия; в) галлия; г) ртути (II); д) таллия (I); е) таллия (III); ж) углерода (II); з) мышьяка (III); и) мышьяка (V); к) сурьмы (V); л) висмута (III); м) сурьмы (III); н) серы (IV); о) серы (VI); п) селена (IV); р) селена (VI); с) теллура (IV); т) теллура (VI); у) хлора (I); ф) хлора (VII); х) хрома (III); ц) хрома (VI);ч) марганца (II); ш) марганца (IV); щ) марганца (VI); э).марганца (VII); ю) железа (И); я) железа (III). 24. Назовите следующие оксиды: а) К2О; б) Rb2O; в):ВеО; г) MgO; д) SrO; e) CdO; ж) В2Оз; з) Ga2O3; и) Тl2О3; к) Тl2О; л) СО; м) СО2; н) SiO2; о) GeO; п) GeO2; р) SnO; с) SnO2; т) РbО; у) РbО2; ф) N2O; х) NO; ц) N2O3; ч) NO2; ш) N2O5; щ) Р2О3; з) P2O5; ю) СlO2. 25. Напишите эмпирические и графические формулы следующих гидроксидов: а) гидроксида лития; б) гидроксида натрия; в) гидроксида калия; г) гидроксида рубидия; д) гидроксида меди (I); е) гидроксида меди (II); ж) гидроксида серебра (I); з) гидроксида бериллия; и) гидроксида магния; к) гидроксида кальция; л) гидроксида цинка; м) гидроксида стронция; н) гидроксида кадмия; о) гидроксида бария; п) гидроксида ртути (II); р) гидроксида ртути (I); с) ортогидроксида алюминия; т) метагидроксида алюминия; у) ортогидроксида галлия; ф) ортогидроксида индия; х) ортогидроксида таллия (III); ц) гидроксида таллия (I); ч) дигидроксида олова; ш) дигидроксида свинца; щ) тригидроксида висмута; э) тригидроксида железа; ю) дигидроксида железа. 26. Напишите графические формулы молекул следующих 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. 27. Составьте эмпирические формулы солей, которые можно получить из: а) гидроксида магния и азотной кислоты; б) гидроксида натрия и угольной кислоты; в) гидроксида алюминия и иодоводородной кислоты; г) гидроксида калия и борной кислоты; д) гидроксида кальция и фосфорной кислоты; е) тригидроксида железа и азотной кислоты; ж) гидроксида стронция и угольной кислоты; з) гидроксида марганца (II) и мышьяковой кислоты; и) гидроксида натрия и гидроксида алюминия; к) гидроксида лития и серной кислоты. 28. Напишите эмпирическую формулу: а) карбоната лития; б) ортофосфата натрия; в) ортофосфата алюминия; г) сульфата кальция; д) дихромата аммония; е) манганата бария; и) нитрата железа (III); к) сульфата меди (II); л) сульфита стронция; м) нитрита серебра; о) гидрофосфата натрия; п) гидрокарбоната бария; р) гидросульфита калия; с ) хлорида гидроксожелеза (III); т) бромида дигидроксоалюминия; у) хлорида гидроксомагния; ф) сульфида железа (III). 29. Напишите графическую формулу: а) нитрита магния; б) сульфата бериллия; в) нитрата натрия; г) сульфита кальция; д) бромида алюминия; е) перхлората лития; ж) селената алюминия; з) бромида стронция; и) дихромата калия; к) манганата натрия; л) перманганата лития; м) алюмината калия; н) фосфата калия; о) фторида кальция; п) нитрата гидроксомагния. 30. Приведите примеры уравнений реакций получения гидроксида цинка, а также доказывающие его химические свойства. 31. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Са → СаО → Са(ОН)2 → СаСО3 → Са(НСОз)2 → СаСОз → CaCl2 32. Дайте определение и классификацию оснований. Укажите 3 способа получения щелочей. 33. Назовите следующие соединения и изобразите их структурные формулы: Сr2Оз, МnО, МnзО4, СаО, СаО2, PbO2, Pb2Oз. 34. Какие вещества называются кислотами? Приведите по 3 примера оксокислот и бескислородных кислот. Напишите по 3 уравнения реакции кислот с металлами, оксидами металлов, солями. Дайте названия всем веществам, участвующим в уравнениях реакций. 35. Назовите соединения: Li2COз, Sr(HS)2, RaSOз, Rb2Se, Ca(H2PO4)2, Na2HPO4, Fr2H2P2O7, Na2SnO2, AlOHSO4, Li2SnOз, (CuOH)2SO4, Na2S2O8, RbCO3. 36. Напишите возможные уравнения реакций для переходов: Cr2S3 → Сr2(SО4)3 → Сr(ОН)3 → Nа3[Сr(ОН)6] → NaCrO2 → CrCl3 37. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Сu → СuО → CuSO4 → (CuOH)2SO4 → [Cu(NH3)4](OH)2 38. Приведите примеры 6 кислотных оксидов и уравнения реакций их получения из простых и сложных веществ. 39. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Al2Sз → Аl(NОз)з → Аl(ОН)з → Kз[Al(OH)6] → Al2Oз → Al(NOз)з 40. Приведите примеры 6 основных оксидов и уравнения реакций их получения из простых и сложных веществ. 41. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Са → СаО → Са(ОН)2 → CaCOз → Са(НСОз)2 → СаСОз → CaCl2 42. Приведите примеры 4 амфотерных гидроксидов и реакции их получения различными методами. Дайте названия всем веществам. 43. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Na → NaOH → NaCOз → (CuOH)2COз → CuO → CuSO4 44. Дайте определение и классификацию оксидов, приведите по 3 примера. Напишите уравнения реакций получения оксидов несколькими способами. 45. Приведите примеры уравнений реакций получения гидроксида хрома (111), а также доказывающие его химические свойства. 46. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Мg → МgО → Мg(NОз)2 → Мg(ОН)2 → МgО → МgSO4 47. Дайте определение и классификацию оснований. Укажите 3 способа получения оснований. 48. Назовите следующие соединения и изобразите их структурные формулы: Cr2Oз, MnO, MnO2, CaO, СаО2 РbО2 FeзO4 49. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Аg → АgNОз →АgВr → Na3[Ag(S2Оз)2]→ AgCN 50. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: К → КОН → Сr(ОН)з → K[Cr(OH)6] → Сr(ОН)з → CrClз 51. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: С → CO2 →Na2COз → (СuОН)2СОз → [Сu(NНз)4](ОН)2 52. Приведите примеры 6 кислотных оксидов и уравнения реакций их получения из простых и сложных веществ. 53. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: NO2 → НNОз → Аl(NОз)з → Аl(ОН)з → Kз[Al(OH) 6] → AlClз
54. Напишите формулы соединений: хромит калия, карбонат гидроксожелеза (II), метаплюмбат свинца (II), хромат алюминия, дифосфат кальция, тиосульфат калия, метаванадат натрия. 55. Приведите примеры 6 оксидов и уравнения реакций, доказывающие их свойства. Назовите все вещества, используемые в уравнениях реакций. 56. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: К → КОН → Са(ОН)2→ Са(НСОз)2 →СаСОз → СаО 57. Приведите примеры 4 амфотерных гидроксидов и реакции их получения различными методами. Дайте названия всем веществам. 58. Напишите возможные уравнения реакций для следующих переходов: Са → СаО → Са(ОН)2 → СаСОз →Са(СlО4)2
V. Ионные реакции
При взаимодействии электролитов соединяются только противоположно заряженные ионы. Если приэтом образу
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-15; просмотров: 4687; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.15.10.104 (0.012 с.) |