II. Эквивалент. Эквивалент простого и сложного вещества. Закон эквивалентов.

↑

▷ Содержание

Стр 1 из 6Следующая ⇒

▷ Похожие статьи

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 Н_nА)
М _э = Молярная масса кислоты/Число ионов Н⁺, замещенных в реакции.

2. Гидроксиды (общая формула Me(ОН) _n).
М _э = Молярная масса гидроксида/Число ионов ОН^-, замешенных в реакции.

3. Соли (общая формула Ме_mА_n).
М _э = Молярная масса соли/(Число атомов Me · Валентность Me).

4. Окислители (окислитель + nē = восстановитель).
М _э = Молярная масса окислителя/Число принятых в реакции электронов.

5. Восстановители (восстановитель - nē = окислитель).
М _э = Молярная масса восстановителя/Число отданных в реакции электронов.

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).
Для газообразного кислорода V _э = 1/4·22,4 = 5,6 л.

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^-.
в реакции б) две группы ОН^- замещены на ион SO₄^2-.

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

123456Следующая ⇒

Поделиться:

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Тактические действия в защите

История Олимпийских игр

История развития права интеллектуальной собственности