Классификация неорганических соединений

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Основные типы неорганических веществ

 

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента. Сложные вещества состоят из атомов двух или большего числа элементов. Все простые(кроме одноатомных) и сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями.

Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIA группы(благородные газы) и VIIAгруппы(галогены); элементы VIA группы(кроме полония);фосфор и мышьяк (VA группа); углерод, кремний(IVA группа); бор(IIIA группа) и водород.

Неорганические вещества разделяются на бинарные или многоэлементные соединения.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом(оксиды), с галогенами(галогениды), азотом(нитриды),углеродом(карбиды), гидриды(соединения металлических элементов с водородом).

Оксиды по функциональным признакам подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (индефферентные).

Несолеобразующие оксиды при обычных условиях не взаимодействуют с водой, основаниями и кислотами. Однако при высоких температурах,, а также в биохимических реакциях они проявляют достаточно высокую реакционную способность(например, СО, NO, N2O).

Солеобразующие оксиды по их кислотно-основным свойствам подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания.

Основной характер проявляют оксиды активных металлов, а также металлов d–элементов, атомы которых имеют низкие степени окисления.

Например, основному оксиду Na2O соответствует гидроксид NaOH, оксиду СаО –гидроксид Са(ОН)2,оксиду CrO - гидроксид Cr(OH)2

Кислотные оксиды – оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов и d–элементов в высоких степенях окисления.

Например, кислотному оксиду SO3 соответствует кислотный гидроксид H2SO4 (серная кислота), оксиду CrO3 –кислотный гидроксид H2CrO4(хромовая кислота).

Важнейшим свойством кислотных оксидов является их способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей.

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидов между собой:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

3CaO + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O

Амфотерные оксиды – это оксиды, способные взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами, а также с кислотными и щелочными оксидами. Им соответствуют гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий свойства кислот или оснований:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Оксиды d–элементов всегда в той или иной степени амфотерны, так как с повышением степени окисления основный характер этих соединений уменьшается, в то же время возрастает их кислотный характер. Таким образом, оксидыd –элементов в промежуточных степенях окисления будут проявлять амфотерные свойства.

Гидроксиды – соединения имеющие в своём составе гидроксильные группы ОН-.

Химические свойства простых веществ

Химические свойства металлов

Для металлов проявление в реакциях восстановительных свойств, поэтому в соединениях они всегда имют положительную степень окисления. Неметаллы в соединениях с металлами имеют отрицательную степень окисления.

Взаимодействие металлов с оксидами

2Al + Fe₂O₃ = Al₂O₃ + 2Fe

2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr

Эти реакции сопровождаются большим выделением тепла

Химические свойства оксидов

1. Большинство кислотных оксидов(кроме SiO₂) и основные оксиды элементов 1A иIIA групп(кромеBeOи MgO) взаимодействуют с водой с образованием соответствующего гидроксида:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃ - кислотный гидроксид NO₂(OH)

Na₂O + H₂O = 2NaOH - основный гидроксид

1. Основные оксиды реагируют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием соответствующих солей:

CaO + SO₃ = CaSO₄

Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ (при сплавлении)

1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными гидроксидами,

образуя соль и воду:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

Na₂O + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ + H₂O (при сплавлении)

1. Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами, образуя соли

N₂O₅ + Al₂O₃ = 2Al(NO₃)₃

SO₃ + ZnO = ZnSO₄

CO₂ + CaO = CaCO₃

1. Кислотные оксиды реагируют с основными и амфотерными гидроксидами с

образованием соли и воды:

. Mn₂O₇ + 2KOH = 2KMnO₄ + H₂O

N₂O₅ + Zn(OH)₂ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами, а также с основными оксидами, образованными щелочными и щелочно-земельными металлами, при сплавлении:

Al₂O₃ + K₂O = 2KAlO₂

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием соли и воды:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + Н₂О (в расплаве)

1. Некоторые кислотные оксиды могут реагировать с солями, если в результате

реакции образуется малорастворимое вещество или выделяется газ:

CO₂ + Na₂SiO₃ + H₂O = H₂SiO₃ ↓ + Na₂CO₃

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂↑ (сплавление)

Кислоты

Соли

Соли - это сложные соединения, частицы которых состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков. Их можно рассматривать как продукты взаимодействия кислоты и основания, при котором происходит замещение атомов водорода кислоты на металл или гидроксидных групп основания на кислотные остатки.

В зависимости от степени замещения водорода или гидроксидных ионов различают соли средние, кислые, основные. Кроме того, существуют соли более сложного состава - смешанные, двойные и комплексные. Типы солей представлены на рис:

 

С О Л И

 

Средние Основные

Кислые

Смешанные

и двойные

Комплексные

 

 

Химические свойства средних солей.

 

Соли в водном растворе могут реагировать со многими веществами (металлами, щелочами, растворимыми кислотами, растворимыми солями) при условии, если в результате этих реакций будут образовываться газ, осадок, гидрат аммиака или слабые кислоты:

 

Fe + CuSO₄ = Cu ↓+ FeSO₄

Pb(NO₃)₂ + 2KOH = Pb(OH)₂ ↓+ K₂SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl ↓+ HNO₃

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2NaCl

(NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃*H₂O

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

 

Специфическим свойством некоторых солей является их способность разлагаться при нагревании.

Соли азотной кислоты (нитраты) при нагревании разлагаются, причём продукты разложения могут быть разными в зависимости от положения металла соли в электрохимическом ряду напряжений:

Левее Mg → MeNO₂ + O₂

В интервале Mg-Cu → MeO + NO₂ + O₂

Правее Cu → Me + NO₂ + O₂

Разложение солей аммония также протекает неоднозначно:

 

NH₄Cl → NH₃ + HCl

Структура алмаза

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + H₂O + CO₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

 

Cоли угольной кислоты (карбонаты) при нагревании также могут образовывать различные продукты:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Соли серной кислоты (сульфаты) обычно разлагаются с образованием оксида металла и оксида серы (VI) (кроме сульфатов Na, K, Rb, Cs):

CuSO₄ → CuO + SO₃↑.

 

Неполное замещение атомов водорода приводит к тому, что в формуле соли, в составе анионной части присутствуют один или несколько атомов водорода. Формулы кислых солей выглядят следующим образом: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, KHS, Ca(HCO₃)_2. В качестве приме рассмотрим реакцию получения кислых солей фосфорной кислоты и гидроксида натрия.

 

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O, и

(дигидрофосфат натрия)

 

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

(гидрофосфат натрия)

 

При построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляется приставка гидро- и числовая приставка, если число атомов водорода в анионе больше, чем один:

 

NaHSO₃ - гидросульфит натрия,

Ca(H₂PO₄)₂ - дигидрофосфат кальция.

 

- 25 -

 

Напишите уравнения соответствующих реакций:

Оксид меди + Водород Оксид железа(III) + Алюминий Оксид кальция + Вода Оксид натрия + Оксид серы(IV) Оксид бария + Оксид углерода(IV) Оксид калия + Оксид алюминия Оксид магния + Соляная кислота Оксид железа(III) + Серная кислота Оксид цинка + Азотная кислота Оксид алюминия + Гидроксид натрия Оксид цинка + Гидроксид калия Оксид натрия + Вода Оксид меди + Магний Оксид магния + Фосфорная кислота

Оксид кальция + Оксид фосфора(V) Оксид натрия + Углекислый газ Оксид бария + Бромоводородная кислота Оксид натрия + Сероводород Оксид калия + Оксид азота(V) Оксид кальция + Оксид кремния(IV) Оксид алюминия + Азотная кислота Оксид железа(II) + Кислород Оксид ртути (II) + Серная кислота Оксид калия + Оксид цинка Оксид натрия + Фосфорная кислота Оксид цинка + Оксид серы(VI) Оксид алюминия + Серная кислота Оксид цинка + Иодоводородная кислота

Оксиды металлов

Оксиды неметаллов

Углекислый газ + Гидроксид кальция Сернистый газ + Гидроксид натрия Оксид кремния(IV) + Гидроксид калия Оксид серы(VI) + Гидроксид кальция Оксид азота(V) + Гидроксид натрия Оксид углерода(II) + Кислород Оксид фосфора(V) + Гидроксид бария Оксид серы(IV) + Кислород

Оксид серы(VI) + Оксид натрия Оксид серы(IV) + Вода Оксид фосфора(V) + Вода Оксид углерода(IV) + Вода Оксид серы(VI) + Оксид натрия Оксид фосфора(V) + Оксид бария Оксид кремния(IV) + Карбонат натрия Оксид фосфора(V) + Карбонат кальция

:

Кислоты

Соляная кислота + Кальций Бромоводородная кислота + Цинк Серная кислота + Магний Серная кислота (конц.) + Медь Серная кислота (конц.) + Серебро Серная кислота (конц.) + Ртуть Азотная кислота (разб.) + Медь Азотная кислота (конц.) + Медь Серная кислота + Оксид меди Азотная кислота + Гидроксид бария Соляная кислота + Нитрат серебра Серная кислота + Нитрат бария Соляная кислота + Силикат натрия Соляная кислота + Сульфид цинка

В нижеприведенных реакциях возможно образование различных продуктов. Напишите возможные уравнения реакций: Соляная кислота + Карбонат натрия Серная кислота + Сульфит натрия Соляная кислота + Сульфид натрия Соляная кислота + Фосфат калия Серная кислота + Фосфат калия Фосфорная кислота + Щелочь Сернистая кислота + Щелочь Соляная кислота + Аммиак Фосфорная кислота + Аммиак Серная кислота + Аммиак

 

 

Основания

Гидроксид натрия + Хлорид меди Гидроксид бария + Фосфат натрия Гидроксид кальция + Карбонат калия Гидроксид кальция + Оксид серы(IV) Гидроксид бария + Углекислый газ Гидроксид калия + Оксид азота(IV) Гидроксид калия + Оксид кремния

Гидроксид меди + Серная кислота В нижеприведенных реакциях возможно образование различных продуктов. Напишите возможные уравнения реакций: Гидроксид калия + Оксид серы(IV) Гидроксид натрия + Углекислый газ Гидроксид натрия + Сероводород

Напишите уравнения реакций, заменив названия формулами:

Хлорид калия + Нитрат серебра Нитрат бария + Сульфат калия Сульфат цинка + Сульфид натрия Фосфат натрия + Нитрат серебра Нитрат серебра + Бромид аммония Хлорид аммония + Щелочь Нитрат алюминия + Аммиак

Хлорид натрия + Серная к-та (конц.) Нитрат калия + Серная к-та (конц.) Гидросульфит калия + Серная к-та Карбонат калия + Гидроксид кальция Карбонат натрия + Угольная кислота Сульфит натрия + Сернистая кислота Гидрофосфат кальция + Серная к-та

 

 

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ

Массовая доля ω(в) растворённого вещества «В» – отношение массы растворённого вещества m(в) к сумме масс растворённого вещества и растворителя, чаще всего, воды (т.е. к массе раствора):

w(в) =

Массовая доля растворённого вещества выражается в долях или в %%(процентное содержание). Например, раствор с массовой долей серной кислоты ω (H₂SO₄)=0,2(т.е.20%) может быть обозначен как 20% - раствор серной кислоты.

В биологии и медицине также часто используют мг% и мкг%. Число мг% показывает, сколько мг растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Число мкг% показывает, сколько мкг растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Содержание растворённого вещества в мг% и мкг% применяют для характеристики очень разбавленных растворов. Например, массовая доля раствора глюкозы равна 0,001% или 1мг% или 1000мкг%.

Молярная концентрация с(в) растворённого вещества «В»- отношение количества вещества n(в) к объёму раствора:

c(в)= (моль/л).

Раствор, в котором молярная концентрация растворённого вещества равна с(в) моль/л, характеризуется молярностью, численно равной значению с(в).

Например, раствор с молярной концентрацией серной кислоты с(H₂SO₄)= 0,1моль/л может быть обозначен как 0,1М H₂SO₄ (децимолярный раствор серной кислоты в воде).

Нормальная концентрация(молярная концентрация химического эквивалента с_eq (в) растворённого вещества «В» – это отношение эквивалентного количества вещества n_eq(в) к объёму раствора:

Раствор, в котором молярная концентрация эквивалента равна c_eq(в) моль/л, характеризуется нормальностью, численно равной значению c_eq(в).

Например, раствор с молярной концентрацией эквивалента серной кислоты c_eq(H₂SO₄)= 1моль/л может быть обозначен как 1н H₂SO₄ (однонормальный раствор серной кислоты в воде).

Нормальность раствора определяется эквивалентным количеством растворённого вещества и, следовательно, как и последнее, зависят от эквивалентного числа z(в), постоянного только для конкретной реакции, причём величина c_eq(в) всегда в z(в) раз больше его молярной концентрации c(в): с_eq(в)=z(в) с(в).

Химическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества «В», которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону Н+ или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону. В одной формульной единице вещества «В» может содержаться z (в) химических эквивалентов этого вещества. Эквивалентное число z (в) показывает, сколько химических эквивалентов содержится в одной формульной единице; всегда z(в) ≥1.

Например, 0,1н H₂SO₄ – это раствор, содержащий 0,1 моль/л эквивалента серной кислоты, т.е.

(1/2 H₂SO₄). При указании нормальной концентрации обязательно следует указывать конкретную реакцию, в которой данный раствор применяется.

Молярная доля χ растворённого вещества - отношение количества данного компонента «В» в молях, содержащегося в растворе, к общему количеству всех веществ, включая растворитель:

χ = n(в)/n(в) + n(р-ль)

Молярная доля χ, как и массовая выражается в долях единицы, в процентах.

Например, χ(H₂SO₄) = 0,01 = 1%.

 

Моляльность раствора b – отношение количества данного растворённого вещества n(в) моль

к массе растворителя (в кг): b = n(в)/m(р-ль).

Например, b(H₂SO₄) = 0.1моль/кг.

 

Пример 1. В 450 г воды растворили 50 г CuSO₄·5H₂O. Вычислите массовую долю кристаллогидрата, безводной соли и ионов меди в растворе.

Решение: ω (CuSO₄·5H₂O) = 0,1 = 10%

ω (CuSO₄) = 6,4% ω (Cu2+) = 2,56%

Пример 2. Какую массу 5%-ного раствора MgSO₄ можно приготовить из 300 г MgSO₄ ·7H₂O?

 

Решение: ω(MgSO₄) = m(MgSO₄)/m (р-р). m(р-р) = m(MgSO₄)/0,05

m(MgSO₄) = m(MgSO₄ ·7H₂O)/M (MgSO₄ ·7H₂O) ·M(MgSO₄) = 300/246 · 120 = 146,3(г)

m(р-р) = 146,3/0,05 = 2926,8(г)

Пример3. Сколько воды следует прибавить к 200мл 20% -ного раствора серной кислоты с плотностью 1,14г/мл, чтобы получить 5% -ный раствор?

 

Решение: m(р-ра H₂SO₄) = 200·1,14 = 228(г). m(H₂SO₄) = 228 · 0.2 = 45.6(г)

0,05 =45,6/ [228 + m(H₂O)]. [228 + m(H₂O)] = 45,6/0,05 = 912(г)

m(H₂O) = 912 – 228 = 684(г).

Пример 4. Смешали 300г 40% раствора азотной кислоты и 700г 10% раствора той же кислоты. Определите массовую долю полученного раствора.

 

Решение: m(р-ра HNO₃) = 300 + 700 = 1000(г).

m(HNO₃) = 300 · 0,4 + 700 · 0,1 = 190(г). ω(нового раствора) = 190/1000 = 0,19=19%

Пример 5. Определите массу 30% раствора серной кислоты, которую следует добавить к 600 г 80% раствора той же кислоты для получения 60% раствора.

 

Решение: Пусть масса 30% раствора X. Тогда масса раствора после смешения: m(р-р) = 600 + X

m(H₂SO₄) = 600 · 0,8 + X · 0,3. 0,6 = [600 · 0,8 + X · 0,3. 0,6] / (600 + X). X = 400(г).

Пример 6. Как приготовить 500мл 1,5 М раствора серной кислоты из 96%-ного раствора с плотностью 1,84г/мл?

 

Решение: n(H₂SO₄) = 1,5 · 0,5 = 0,75(моль). m(H₂SO₄) = 98 0,75 = 73,5(г).

V(96% р-ра H₂SO₄) = 73,5/ 1,84 · 0,96 = 42(мл). Далее необходимо долить воды, чтобы довести объём раствора до 500мл.

Пример 7. Вычислите молярную и нормальную концентрацию раствора H₃PO₄ с массовой долей кислоты 49% и плотностью 1,33г/мл.Фактор эквивалентности кислоты равен 1/3.

 

Решение: Масса 1л раствора: 1000 ·1,33 = 1330(г). m(H₃PO₄) = 1330 · 0,49 = 650(г).

n(H₃PO₄) = 650 / 98 = 6,6(моль). c(H₃PO₄) = 6,6 моль/л. c(1/3 H₃PO₄) = 6,6 / (1/3) = 19,8(моль экв),т.е.

19,8н H₃PO₄.

 

 

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Определите массу растворённого вещества: а)в 250 г 8%-ного раствора K₂CO_3,.

б) в 500 мл 5%-ного раствора азотной кислоты с плотностью раствора 1,03г/мл.

2. Вычислите массовую долю растворённых веществ для растворов, содержащих:

а)1 моль аммиака в 3 моль воды; б) 100г серной кислоты в 10 моль воды.

3. Вычислите массовую долю безводной соли для раствора, приготовленного из

14,3г Na₂CO₃· 10H₂O и 120г воды.

4. Вычислите массовую долю безводной соли в растворе, полученном растворением 0,01 моль

кристаллогидрата Al₂(SO₄)₃ · 18 H₂O в 1,0 моль воды.

5. Какую массу хлорида калия следует добавить к 450 г 8%-ного раствора той же соли для получения 12%-ного раствора?

6. Какую массу воды следует добавить к 1кг 40;%-ного раствора серной кислоты для получения 25%-ного раствора?

7. Из 750 кг 48%-ного раствора серной кислоты выпарили 300 кг воды. Определите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.

8. Какую массу 32%-ного раствора азотной кислоты следует добавить к 600 г 80%-ного раствора той же кислоты для получения 64%-ного раствора?

9. Определите массу 8%-ного раствора гидроксида натрия, которая потребуется для нейтрализации 292 г 20%-ного раствора соляной кислоты.

10. Какой объём 5,5%-ного раствора азотной кислоты(плотность равна 1,03г/мл) требуется для нейтрализации 60 мл 12%-ного раствора КОН (плотность равна 1,1г/мл)?

11. К 700 мл 84,5%-ного раствора серной кислоты(плотность 1,78г/мл) добавлено 1200 мл 42%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,45 г/мл). Какой объём 35%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,35 г/мл) потребуется добавить к раствору для достижения нейтральной реакции?

12. Определите массу растворённого вещества, содержащегося в 1л следующих растворов:

а)0,1н H₂SO₄(фактор эквивалентности ½); б) 0,5н Na₂CO₃ (фактор эквивалентности ½);

в) 0,3н H₃PO₄ (фактор эквивалентности1/3).

13. Какой объём раствора 0,1н H₂SO₄ (фактор эквивалентности ½) можно приготовить из 70 мл 50%-ного раствора этой кислоты (плотность 1,40 г/мл)?

14. Вычислите молярную и нормальную концентрации следующих растворов: а) 40%-ный раствор

гидроксида натрия(плотность 1,43 г/мл); б)20%-ный раствор соляной кислоты(плотность 1,1 г/мл);в) 18%-ный раствор аммиака(плотность0,932 г/мл)

15. Какая масса Na₂CO₃ требуется для взаимодействия с 600 мл 0,5н HNO₃?

16. Какая масса BaCl₂ · 2H₂O потребуется для взаимодействия с 750 мл 0,12н H₂SO₄

₊ (фактор эквивалентности ½)?

17. Определите нормальную концентрацию 0,1 М H₃PO₄, используемого для получения

гидрофосфатов.

18. В плазме крови содержится 152 ммоль/л ионов натрия. Считая, что ионы натрия находятся

только в виде хлорида натрия, вычислите массовую долю хлорида натрия в плазме крови,

Плотность плазмы крови 1,03 г/мл.

19.Для раствора сахарозы с концентрацией 0,1 моль/л рассчитайте массовую долю сахарозы

(в %,мг%, мкг%), моляльность b, молярную долю χ. ρ (р-ра) = 1,04 г/мл.

20.Массовая доля железа в крови в расчёте на элемент составляет 50 мг%. Рассчитайте массу железа

в расчёте на элемент, содержащегося в 5,0 кг крови.

 

Ответы: 1-а)20г,б)25,75г;2- а)23,9%,б)35,7%; 3 – 3,95%; 4 – 13,86%; 5 – 20,45г; 6 – 600г; 7 – 80%;

8 – 300г; 9 – 800г; 10 – 157мл; 11 – 380 мл; 12 – а)4,9г,б)26,5г,в)9,8г; 13 – 10л;

14 – а)14,3н,б)9,87н,в)6,03н; 15 – 15,9г; 16 – 11г; 17 - 0,2н; 18 – 0,86%;

19 –ω= 3,29%,3290 мг%, 3290000 мкг%, b =0,0994 моль/кг, χ= 0,00179; 20 – 2,5г;

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Пример 1. Константа равновесия системы H₂(г) + I₂(г) = 2HI(г) при некоторой температуре равна 40. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации этих веществ составляют (в моль/л): [I₂] = 0,01; [H₂] = 0,03.

Решение: Пусть уменьшение концентрации водорода и иода к моменту равновесия будет x. Тогда равновесные концентрации составят(в моль/л): [I₂] =(0,01 - x); [H₂] = (0,03 – x); [HI] = 2x.

Решение этого уравнения даёт два корня:x₁= 0,0349 моль/л и x₂= 0,0096моль/л

Так как исходная концентрация иода равна 0,01 моль/л, уменьшение концентрации не может превышать эту величину и, следовательно, решением задачи будет x₂= 0,0096моль/л.Тогда равновесные концентрации реагирующих веществ будут равны(в моль/л):

[[H₂]р = 0,01 – 0,0096 = 0,0004; [I₂]р = 0,03 – 0,0096 = 0,0204; [HI]р = 2 0,0096 = 0,0192.

Пример 2. Химическое равновесие реакции СО₂(г) + Н₂(г) = СО(г)+Н₂О(г)

Установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ(моль/л):

[CO₂] = 7,0; [H₂] = 5,0; [CO] = 10; [H₂O] = 14. Равновесие системы было нарушено вследствие уменьшения концентрации Н₂О до 11 моль/л Рассчитайте равновесные концентрации реагирующих веществ после сдвига равновесия.

Решение. Уменьшение концентрации Н₂О показывает, что равновесие сместилось в сторону прямой реакции. Таким образом, концентрация СО₂ и Н₂ уменьшилась, а концентрация СО и Н₂О увеличилась. Пусть изменение концентрации реагирующих веществ будет х моль/л.Тогда новые равновесные концентрации после смещения равновесия будут равны (в моль/л):

[CO₂] = (7-x); [H₂] = (5-x); [CO] = (10 + x); [H₂O] = (11 + x).

Константа равновесия данной реакции равна:

Кс = [CO] [H₂O] / [CO₂][H₂] = 10 · 14 / 7 · 5 = 4,0.

4 = (10 +x) (11 +x) / (7 – x)(5 – x) = (110 + 21x + x²) / (35 – 12x + x²).

x² – 23x +10 = 0; x₁ = 22,56; x₂ = 0,44.

Реальное значение имеет второй корень. Следовательно, х = 0,44моль/л.

Новые равновесные концентрации:

[CO₂] = 7,0 – 0,44 = 6,56 моль/л; [H₂] = 5,0 – 0,44 = 4,56 моль/л;

[CO] = 10,0 + 0,44 = 10,44 моль/л; [H₂O] = 11,0 + 0,44 = 11,44 моль/л.

 

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1 Напишите выражения констант химического равновесия (Кс, Кр)

следующих обратимых реакций (V = const. Т = const):

а)N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г)

б)C(тв)+ CO₂(г) =2CO(г)

в)4HCl(г) +O₂(г) = 2H₂O(г) + 2Cl₂(г)

г)2NO₂(г) =2NO(г) +O₂(г)

2. В каком направлении смещено равновесие в реакции Н₂(г)+ J₂(г)= 2HJ(г),

если при некоторой температуре константа равновесия Кр>1?

3. С ростом температуры равновесие в реакции

N₂(г) + O₂(г)= 2NO(г) сдвигаетсяв сторону прямой реакции.

Экзотермичекая или эндотермическая реакция?.

4. При некоторой температуре константа равновесия реакции А=В равна 4.

Как изменится константа равновесия реакции, если концентрацию вещества А

увеличить в 10 раз?

5. При температуре 298К константа равновесия реакции А=В равна 4×10^-4, а при температуре 1000К равна 5×10^-6. Экзотермическая или эндотермическая эта реакция?

6. Как повлияет повышение давления на состояние равновесия системы:

СН₄(г) = С(тв) + 2Н₂(г).

7. Как повлияет понижение температуры на величину константы равновесия реакции

N₂(г)+ ЗН₂(г)=2 NH₃(г),если стандартная реакции экзотермическая?

8. Исходные концентрации СО и Н₂О соответственно равны 0,08 моль/л.

Вычислите равновесные концентрации СО, Н₂О и Н₂ в системе

СО(г)+ Н₂0(г)= СО₂(г)+ Н₂(г),если равновесная концентрация СО оказалась равной 0,05моль/л.

9. Равновесие реакции 4HCl(г) + 0₂(г)= 2H₂O(г)+ 2Cl₂(г) установилось

при следующих концентрациях реагирующих веществ(в моль/л):

/Н₂О/ = /Cl₂ / = 0.4; /HCl/ = /О₂/ = 0.2. Вычислите константу равновесия Кс и

исходную концентрацию кислорода в реакционной смеси.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Рассчитайте [Н₃О ⁺], [ОН ^-] и рН:

а) 0,01 М. раствора НС1,

б) раствора Н₂SО₄ с концентрацией С[0,5Н₂SO₄ ] = 0,01 моль/л;

в) 0,2 М раствора КОН;

г ) раствора Ва(ОН)₂. с концентрацией С[0,5 Ва(ОН)₂]= 1 • 10^-3моль/л.

2. Рассчитайте молярную концентрацию:

а) раствора HBr, если рН раствора равно 1,65.

б) раствора NaOH, если рН раствора равно11,26.

3. Рассчитайте рН раствора, содержащего в 2,5л одновременно 0,0032 моль HNO₃ и

0,0083 моль H₂SO₄.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Напишите уравнения протолитического равновесия и укажите сопряженные кислотно-основные пары в водных растворах:

а) азотистой кислоты К^о (HNO₂) = 5,1×10^-4;

б) аммиака К^o(NH₃××H₂O)= 1,76×10^-5;

в) угольной кислоты К^о (Н₂СО₃ )= 4,5 • 10^-7 К^о (НСО₃^-) = 4,8×10^-11

От каких факторов зависит стандартная константа равновесия К^о ?

2 Напишите уравнения реакций автопротолиза воды и безводной уксусной кислоты.

3. Как связаны константы кислотности и основности сопряжен­ной пары

NH₄ ⁺ - NH₃? Приведите вывод формулы.

4. Степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32 • 10^-2,К^о= 1,75 • 10^-5.

Определите концентрацию кислоты и рН раствора.

5. В О,1 М водном растворе аммиака рН=11,12. Вычислите сте­пень диссоциации,

константу основности и концентрацию ионов аммо­ния в данном растворе.

6. Рассчитайте рН раствора, полученного при смешивании 10 мл 0,1 М HNO₂ и 20 мл 0,05 М КОН, если плотности растворов равны 1,00 г/мл [К ^о (HNO₂). =5,1×10^-4].

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Р- ЭЛЕМЕНТЫ. VIIA- группа

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Р-ЭЛЕМЕНТЫ. VIА- группа.

1.Объясните аномальный с точки зрения периодического закона зависимость температур кипения от порядкового номера элемента

Н₂Э..................... H₂O…………..H₂S…………..H₂Se……………H₂Te

tкип. ⁰C............ 100,00………… -60,35……….- 41,50…………. -1,80

 

2. Рассчитайте рН: а) 0,1М раствора сероводорода; б) 0,1М раствора сульфида натрия.

Р - ЭЛЕМЕНТЫ VА - группа

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы азота, указав:

а) электронные конфигурации, б) валентные возможности, в) наиболее характерные степени окисления.

2. Опишите электронное строение: аммиака, иона аммония.

3. Какова реакция среды в водных растворах: нитрата бария, нитрита натрия, фосфата калия?

4. Какие из перечисленных выше солей взаимодействуют в подкисленном серной кислотой растворе:

а) с иодидом калия, б) с перманганатом калия? Напишите уравнения протекающих реакций.

5. Дайте сравнительную характеристику водородных соединений подгруппы азота, указав, как изменяются: а) температуры кипения и плавления, б) термическая устойчивость, в) окислительно- восстановительные свойства, г) кислотно- основные свойства.

 

Р- ЭЛЕМЕНТЫ IV А- группы

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы углерода, указав:

а) электронные конфигурации,б) валентные возможности,

в) наиболее характерные степени окисления.

2. Какой тип гибридизации АО углерода в молекулах: CH₄, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂,CO₂?

3. Дайте сравнительную характеристику свойств водородных соединений элементов подгруппы

углерода.

4. Какие равновесия устанавливаются в водном растворе углекислого газа?

5. Можно ли получить нейтральный раствор, прибавив к раствору угольной кислоты строго

эквивалентное количество щёлочи?

6. Углекислый газ пропускают через насыщенный раствор гидроксида кальция. Вначале образуется осадок, который затем исчезает. Составьте уравнения реакций.

7. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения взаимодействия с водой карбоната натрия, гидрокарбоната калия, карбоната аммония. Укажите реакцию среды.

Р -ЭЛЕМЕНТЫ IIIA- группы.

1. Особенности строения атомов элементов главной подгуппы третьей группы.Как изменяются их свойства с увеличением порядкового номера элемента? Какие валентные состояния характерны для этих элементов?

2. Какие изменения претерпевает тетраборат натрия(бура) в водном растворе и при обработке соляной или серной кислотой?

3. Напишите уравнения реакций между алюминием и раствором щёлочи.Что произойдёт при постепенном добавлении к раствору алюминатов соляной кислоты?

4 Напишите уравнения реакций взаимодействия фосфида алюминия с: а)водой;б)серной кислотой; в)щёлочью.

S-ЭЛЕМЕНТЫ. 1и 2 группы

1. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов главных подгрупп 1и 2 группы Периодической системы Д.И. Менделеева с ростом порядкового номера элемента? Дайте объяснение наблюдаемым закономерностям на основе электронного строения атомов.

2. Как и почему изменяются основные свойства в рядах: 1)LiOH - CsOH, 2)Be(OH)₂ – Ba(OH)₂?

3. Опишите электронное строение и геометрическую структуру молекулы хлорида бериллия.

 

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ