Учебное пособие Санкт-Петербург 2010



страница3/23
Дата09.08.2019
Размер0.87 Mb.
#127483
ТипУчебное пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23




Задания к разделу 1


Составить реакции всех возможных солей. Полученные соли назвать. Написать их графические формулы:


  1. Сернистая кислота + гидроксид хрома (III).

  2. Серная кислота + гидроксид магния.

  3. Селеновая кислота + гидроксид алюминия.

  4. Хромовая кислота + гидроксид железа (III).

  5. Угольная кислота + гидроксид натрия.

  6. Ортофосфорная кислота + гидроксид калия.

  7. Дифосфорная кислота + гидроксид цезия.

  8. Марганцовая кислота + гидроксид никеля (III).

  9. Азотистая кислота + гидроксид висмута (III).

  10. Азотная кислота + гидроксид железа (III).

  11. Сероводородная кислота + гидроксид магния.

  12. Хлороводородная кислота + гидроксид олова (IV).

  13. Хлорная кислота + гидроксид железа (III).

  14. Ортомышьяковая кислота + гидроксид калия.

  15. Сероводородная кислота + гидроксид бария.

  16. Метакремниевая кислота + гидроксид стронция.

  17. Хлорноватистая кислота + гидроксид хрома.

  18. Ортокремневая кислота + гидроксид калия.

  19. Дисерная кислота + гидроксид кадмия (II).

  20. Дихромовая кислота + гидроксид висмута (III).

  21. Оловянная кислота + гидроксид стронция.

  22. Марганцовистая кислота + гидроксид железа (II).

  23. Борная кислота + гидроксид бария.

  24. Метафосфорная кислота + гидроксид никеля (III).

  25. Хлорноватистая кислота + гидроксид алюминия.

  26. Дифосфорная кислота + гидроксид кобальта (III).

  27. Ортосурьмяная кислота + гидроксид бария.

  28. Марганцовая кислота + гидроксид висмута (III).

  29. Хлорная кислота + гидроксид никеля (III).

  30. Азотистая кислота + гидроксид железа (II).

  31. Сероводородная кислота + гидроксид бериллия.

  32. Хлороводородная кислота + гидроксид олова (IV).

  33. Азотистая кислота + гидроксид хрома (III).

  34. Ортомышьяковая кислота + гидроксид аммония.

  35. Селеноводородная кислота + гидроксид бария.

  36. Ортокремневая кислота + гидроксид стронция.

  37. Пероксодисерная кислота + гидроксид кадмия (II).

  38. Хромовая кислота + гидроксид висмута (III).

  39. Свинцовая кислота + гидроксид стронция.

  40. Йодная кислота + гидроксид железа (II).

  41. Ортосурьмяная кислота + гидроксид висмута (III).

  42. Марганцовая кислота + гидроксид бария.


Написать эмпирические и графические формулы указанных солей. Представить эти соли как продукты взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов; б) кислоты и основания.

  1. Метафосфат алюминия, нитрит натрия.

  2. Перхлорат никеля (III), селенат калия.

  3. Дихромат цезия, ортоборат алюминия.

  4. Бромат кальция, ортосиликат бериллия.

  5. Карбонат алюминия, ортофосфат рубидия.

  6. Антимонат кальция, хлорат висмута (III).

  7. Нитрит железа (III), перманганат магния.

  8. Дисульфат стронция, тетраборат натрия.

  9. Метаалюминат калия, сульфит кальция.

  10. Гипоиодит алюминия, перманганат калия.

  11. Хлорат натрия, нитрит меди (II).

  12. Ортоарсенат натрия, метасиликат алюминия.

  13. Метаборат натрия, сульфат никеля (III).

  14. Хромит цезия, гипохлорит кальция.

  15. Манганат рубидия, дифосфат алюминия.

  16. Станнат бария, сульфит хрома (III).

  17. Тетраборат калия, хлорит магния.

  18. Ортоарсенит кальция, перхлорат рубидия.

  19. Хромат серебра, ортоарсенат калия.

  20. Метафосфат железа (III), дихромат калия.

  21. Метаалюминат бария, ортофосфат кальция.

  22. Хлорат калия, перманганат свинца (II).

  23. Сульфат железа (III), перхлорат стронция.

  24. Нитрит алюминия, сульфат кадмия.

  25. Гипобромит железа (III), сульфит бария.

  26. Метаборат калия, дисульфат кальция.

  27. Арсенат натрия, бромат кальция.

  28. Бромат кальция, ортоборат алюминия.

  29. Дихромат цезия, ортосиликат бериллия.

  30. Антимонат кальция, ортофосфат рубидия.

  31. Карбонат алюминия, хлорат висмута (III).

  32. Нитрит железа (II), перманганат лития.

  33. Дисульфат калия, тетраборат натрия.

  34. Метаалюминат стронция, сульфит кальция.

  35. Гипобромит алюминия, перманганат натрия.

  36. Хлорит натрия, нитрат меди (I).

  37. Метаарсенат натрия, ортосиликат алюминия.

  38. Метаборат лития, сульфат никеля (II).

  39. Хромат цезия, гипохлорит магния.

  40. Перманганат рубидия, метафосфат алюминия.

  41. Антимонат кальция, перманганат магния.

  42. Нитрит железа (III), хлорат висмута (III).

2. Закон эквивалентов

Закон эквивалентов формулируется следующим образом.

Все вещества вступают в химические реакции в строго эквивалентном соотношении.

Закон эквивалентов необходим для того, чтобы определить массу или количество вещества любого из компонентов химической реакции, зная массу или количество вещества любого другого.

С этой целью вводится понятие эквивалента вещества [2], которым называют реальную или условную частицу, которая может присоединять или замещать 1 моль или 1 массовую часть водорода.

Это означает, что, меняя количественное соотношение между веществами, то есть число моль отдельных компонентов, вступающих в химическую реакцию, мы будем получать различные по химическим и физическим свойствам продукты реакции. Например, можно получить среднюю, основную или кислую соли при взаимодействии одних и тех же веществ.


ПРИМЕР 1:

  1. 1 моль Сa(OH)2 + 1 моль H2SO41 моль СaSO4 + 2 моль Н2О,

  2. 2 моль Сa(OH)2 + 1 моль H2SO41 моль (СaОН)2SO4 + 2 моль Н2О,

  3. 1 моль Сa(OH)2 + 2 моль H2SO4 1 моль Сa(HSO4)2 + 2 моль Н2О.

В реакциях 1 и 2 одинаковое количество атомов водорода в кислоте замещается на различные частицы, поэтому в первой реакции требуется 1 моль иона Са2+, а во второй – 2 моль Са2+, поскольку этот ион связан с гидроксильной группой. В реакции 3 замещается только 1 атом водорода, поэтому для его замещения требуется ½ Са2+. Во всех реакциях вещества взяты в эквивалентном соотношении.

Количество эквивалентов вещества (z) можно выразить, по аналогии с количеством вещества (, моль) в моль-эквивалентах или просто в эквивалентах (экв).

Так, если = m / М (моль),

где М – масса 1 моль вещества (молярная масса), измеряемая в г/моль, то z = m / Э (экв),

где Э – масса 1 моль-эквивалента вещества (эквивалентная масса), измеряемая, соответственно, в г/моль-экв или просто в г/экв. Количества эквивалентов веществ для каждой приведенной реакции равны.

Если массы одного и того же вещества в данном примере обозначить как m1 для Сa(OH)2, m2 для H2SO4, m3 для СaSO4, m4 для aОН)2SO4, m5 для Сa(HSO4)2 и m6 для Н2О, то математическое выражение закона эквивалентов для одного из веществ, масса которого известна (например m1), можно представить в виде:

для 1-й реакции

m1 / m2 = М1 / М2, m1 / m3 = М1 / М3, m1 / m6 = М1 / 2М6,

для 2-й реакции

m1 / m2 = 2М1 / М2, m1 / m4 = 2М1 / М4, m1 / m6 = 2М1 / 2М6,

для 3-й реакции

m1 / m2 = М1 / 2М2, m1 / m5 = М1 / М5, m1 / m6 = М1 / 2М6.

Количество молярных масс (М, г/моль) в данных выражениях постоянно меняется в соответствии с коэффициентами уравнений. Поэтому любые расчеты становятся возможными лишь при заранее составленном уравнении реакций.

Если же величину молярной массы заменить на величину эквивалентной массы Э1, Э2, Э3, Э4, Э5, Э6, г/экв, соответственно, то необходимость в расстановке коэффициентов отпадает. Требуется только заранее знать продукт реакции (на практике продукт реакции определяют аналитически).

Полученные выражения закона эквивалентов можно представить в виде следующих соотношений, например, для реакции 3: m1 / m2 = Э1 / Э2, m1 / m5 = Э1 / Э5, m1 / m6 = Э1 / Э6.


Преобразуя эти выражения, получим

m1 / Э1 = m2 / Э2 = m5 / Э5 = m6 / Э6 = z = const,

где zколичество эквивалентов вещества, величина, являющаяся постоянной для данного химического уравнения.

Если принять, что

ν · М = m, а z · Э = m, то

z · Э = ν · М, то есть

z / ν = М / Э = n, экв/моль.

Данное соотношение показывает, во сколько раз количество эквивалентов больше, чем количество вещества. При этом число n называется эквивалентным числом. Оно зависит от вида химической реакции и вида химического соединения. Зная, как рассчитать величину эквивалентного числа, можно определить эквивалентную массу любого неорганического соединения в данной химической реакции, поскольку



Э = М / n.

Эквивалентное число n принимает различные значения для различных видов неорганических соединений.

1. Для кислоты n = основности (число замещенных атомов водорода в данной химической реакции).

В ранее приведенных примерах реакций на с.9:

1) Э H2SO4 = M / 2; 2) Э H2SO4 = M / 2; 3) Э H2SO4 = M / 1.

2. Для основания n = кислотности (число замещенных гидроксильных групп в данной реакции).

1) Э Са(OH)2 = M / 2; 2) Э Са(OH)2 = M / 1; 3) Э Са(OH)2 = M / 2.

3. Для соли n = степени окисления катиона (металла) × число атомов металла.

1) Э СаSO4 = M/2; 2) Э (СаOH)2SO4 = M/2; 3) Э Са(HSO4)2 = M/2.

В иных превращениях, например:

Al(HSO4)3 + 6NaOH → Al(OH)3 + 3Na2SO4 + 3Н2О.

Эквивалентная масса кислой соли Al(HSO4)3, вероятно, должна рассчитываться исходя из следующих соображений: на 1 моль ее нужно 6 моль основания, следовательно, ее эквивалентная масса оставляет 1/6 от молярной массы, поскольку ЭNaOH = MNaOH при любых реакциях или

1/6Al(HSO4)3 + 6/6 NaOH → 1/6 Al(OH)3 + 3/6 Na2SO4 + 3/6 Н2О.

4. Эквивалентная масса элемента определяется как отношение его молярной (атомной) массы к n = валентности, которую он проявляет по отношению к водороду.

В реакциях: 1. H2SO4 + Мg → МgSO4 + Н2↑, ЭMg = M / 2;

2. S + Н2 → Н2S, ЭS = M / 2.

5. Эквивалентная масса элемента в соединении определяется как отношение его молярной массы к n = валентности, которую он проявляет в данном соединении.

Так, валентность углерода в следующих соединениях различна: в молекуле СН4 - IV, в СО - II, поэтому эквивалентные массы углерода в этих соединениях будут составлять, соответственно, М / 4 = 12 / 4 = 3 и М / 2 = 12 / 2 = 6.

Эквивалентная масса кислорода в составе воды оказывается равной ½·МО = 16 / 2 = 8, т.к. с 1 моль водорода соединяется ½ моль атома кислорода.


  1. Для оксида n = степени окисления элемента × число атомов в молекуле, но эквивалентную массу оксида можно определить как сумму эквивалентов элемента и кислорода:

ЭОКСИДА = ЭэлемЕНТА + Э КИСЛОРОДА.

Пример 2: ЭFe2O3 = (56×2 + 16×3) / 6 = 160 / 6 = 26,7 г/экв,

ЭFe2O3 = ЭFe + ЭО = 56 × 2 / 6 + 8 = 26,7 г/экв.

Если в химической реакции участвуют газообразные вещества, то целесообразно ввести понятие эквивалентного объема VЭ.

Согласно закону Авогадро, 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) составляет 22,4 л (это молярный объем – VМ), следовательно, VЭ = VМ / n , где n – эквивалентное число.



Таким образом, для газофазных реакций математическое выражение закона эквивалентов можно представить в следующем виде: m1 / Э1 = V1 / VЭ1 ; m1 / V 1 = Э1 / VЭ1.

Каталог: wp-content -> uploads -> 2014
2014 -> Программа профессионального модуля техническое обслуживание и ремонт автомобилей Профессия: 23. 01. 03 Автомеханик
2014 -> Нп «палата судебных экспертов»
2014 -> Памятка по протезированию
2014 -> Маникюр маникюр от opi
2014 -> Cборник заданий тестового типа для контроля знаний учащихся по профессии нпо 190631
2014 -> Аир: Часто используется как связующий элемент в заклинаниях или в заговорах, а сам по себе для контроля над личностью. Растущий в саду, аир принесет удачу садовнику и большой урожай растений поблизости. Акация
2014 -> Разбудить сонную артерию
2014 -> Эльмир мамедов


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   23




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница