Самоучитель по химии

92
1 УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ Самоучитель по химии Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию Часть I. Элементы общей химии (первый уровень сложности) От автора Я, Френкель Евгения Николаевна, заслуженный работник высшей школы РФ, выпускница химического факультета МГУ 1972 г., педагогический стаж 34 года. Кроме того, я мать троих детей и бабушка четырех внуков, старший из которых школьник. Меня волнует проблема школьных учебников. Главная беда многих из них – тяжелый язык, который требует дополнительного «перевода» на понятный школьнику язык изложения учебного материала. Ко мне часто обращаются ученики средней школы с такой просьбой: «Переведите текст учебника, чтобы понятно было». Поэтому я написала «Самоучитель по химии», в котором многие сложные вопросы изложены вполне доступно и в то же время научно. На основе этого «Самоучителя», который был написан в 1991 г., я разработала программу и содержание подготовительных курсов. На них обучались сотни школьников. Многие из них начинали с нуля и за 40 занятий понимали предмет настолько, что сдавали экзамены на «4» и «5». Поэтому в нашем городе мои пособия-самоучители расходятся как горячие пирожки. Может, и другим пригодятся мои наработки? Предисловие Уважаемые читатели! Предлагаемый вашему вниманию «Самоучитель по химии» – не обычный учебник. В нем не просто излагаются какие-то факты или описываются свойства веществ. «Самоучитель» объясняет и учит даже в том случае, если вы, к сожалению, не знаете и не понимаете химии, а к учителю обратиться за разъяснениями не можете или стесняетесь. В виде рукописи эта книга используется школьниками с 1991 г., и не было ни одного ученика, который бы провалился на экзамене по химии и в школе, и в вузах. Причем многие из них совсем не знали химии. «Самоучитель» рассчитан на самостоятельную работу ученика. Главное – отвечать по

Upload: victor-zadoyanyy

Post on 03-Aug-2015

25.769 views

Category:

Documents


102 download

TRANSCRIPT

Page 1: Самоучитель по химии

1

УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ

Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии

(первый уровень сложности)

От автора

Я, Френкель Евгения Николаевна, заслуженный работник высшей школы РФ,

выпускница химического факультета МГУ 1972 г., педагогический стаж 34 года.

Кроме того, я мать троих детей и бабушка четырех внуков, старший из которых

школьник.

Меня волнует проблема школьных учебников. Главная беда многих из них – тяжелый

язык, который требует дополнительного «перевода» на понятный школьнику язык

изложения учебного материала. Ко мне часто обращаются ученики средней школы с

такой просьбой: «Переведите текст учебника, чтобы понятно было». Поэтому я

написала «Самоучитель по химии», в котором многие сложные вопросы изложены

вполне доступно и в то же время научно. На основе этого «Самоучителя», который

был написан в 1991 г., я разработала программу и содержание подготовительных

курсов. На них обучались сотни школьников. Многие из них начинали с нуля и за 40

занятий понимали предмет настолько, что сдавали экзамены на «4» и «5». Поэтому в

нашем городе мои пособия-самоучители расходятся как горячие пирожки.

Может, и другим пригодятся мои наработки?

Предисловие

Уважаемые читатели! Предлагаемый вашему вниманию «Самоучитель по химии» – не

обычный учебник. В нем не просто излагаются какие-то факты или описываются

свойства веществ. «Самоучитель» объясняет и учит даже в том случае, если вы, к

сожалению, не знаете и не понимаете химии, а к учителю обратиться за разъяснениями не

можете или стесняетесь. В виде рукописи эта книга используется школьниками с 1991 г.,

и не было ни одного ученика, который бы провалился на экзамене по химии и в школе, и

в вузах. Причем многие из них совсем не знали химии.

«Самоучитель» рассчитан на самостоятельную работу ученика. Главное – отвечать по

Page 2: Самоучитель по химии

2

ходу чтения на те вопросы, которые встречаются в тексте. Если вы не смогли ответить на

вопрос, то читайте внимательнее текст еще раз – все ответы имеются рядом. Желательно

также выполнять все упражнения, которые встречаются по ходу объяснения нового

материала. В этом помогут многочисленные обучающие алгоритмы, которые практически

не встречаются в других учебниках. С их помощью вы научитесь:

составлять химические формулы по валентности;

составлять уравнения химических реакций, расставлять в них коэффициенты, в том

числе в уравнениях окислительно-восстановительных процессов;

составлять электронные формулы (в том числе краткие электронные формулы) атомов и

определять свойства соответствующих химических элементов;

предсказывать свойства некоторых соединений и определять, возможен данный процесс

или нет.

В пособии два уровня сложности. Самоучитель первого уровня сложности состоит из

трех частей.

I часть. Элементы общей химии (публикуемая).

II часть. Элементы неорганической химии.

III часть. Элементы органической химии.

Книг второго уровня сложности тоже три.

Теоретические основы общей химии.

Теоретические основы неорганической химии.

Теоретические основы органической химии.

СОДЕРЖАНИЕ

Глава 1. Основные понятия химии.

Упражнения к главе 1.

Глава 2. Важнейшие классы неорганических соединений.

2.1. Оксиды.

Page 3: Самоучитель по химии

3

2.2. Кислоты.

2.3. Основания.

2.4. Соли.

Упражнения к главе 2.

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома.

Периодический закон Д.И.Менделеева.

Упражнения к главе 3.

Глава 4. Понятие о химической связи.

Глава 5. Растворы.

Глава 6. Электролитическая диссоциация.

6.1. Понятие о рН (водородном показателе).

6.2. Гидролиз солей.

Упражнения к главе 6.

Глава 7. Понятие об окислительно-восстановительных

реакциях.

Глава 8. Расчеты по химическим формулам и уравнениям.

8.1. Основные расчетные понятия.

8.2. Задачи, решаемые по стандартным формулам.

8.2.1. Задачи по теме «Газы».

8.2.2. Задачи по теме «Способы выражения концентрации

растворов».

8.2.3. Задачи по теме «Количественный состав вещества».

8.3. Задачи, решаемые по уравнениям реакций.

8.3.1. Оформление расчетов по уравнениям реакций.

8.3.2. Задачи по теме «Количественный состав растворов и смесей».

8.3.3. Задачи на установление формулы вещества.

Page 4: Самоучитель по химии

4

8.4. Задачи для самостоятельного решения.

Приложение.

Глава 1. Основные понятия химии

Что такое химия? Где мы встречаемся с химическими явлениями?

Химия – везде. Сама жизнь – это бесчисленное множество разнообразных химических

реакций, благодаря которым мы дышим, видим голубое небо, ощущаем изумительный

запах цветов.

Что изучает химия?

Химия изучает вещества, а также химические процессы, в которых участвуют эти

вещества.

Что такое вещество?

Вещество – это то, из чего состоит окружающий нас мир и мы сами.

Что такое химический процесс (явление)?

К химическим явлениям относятся процессы, в результате которых изменяется состав или

строение молекул, образующих данное вещество*. Изменились молекулы – изменилось

вещество (оно стало другим), изменились его свойства. Например, свежее молоко стало

кислым, зеленые листья стали желтыми, сырое мясо при обжаривании изменило запах.

Все эти изменения – следствие сложных и многообразных химических процессов. Однако

признаки простых химических реакций, в результате которых изменяется состав и

строение молекул, такие же: изменение цвета, вкуса или запаха, выделение газа, света или

тепла, появление осадка.

Что же такое молекулы, изменение которых влечет за собой столь разнообразные

проявления?

Молекулы – это мельчайшие частицы вещества, отражающие его качественный и

количественный состав и его химические свойства.

Изучая состав и строение одной молекулы, можно предсказать многие свойства данного

вещества в целом. Такие исследования – одна из главных задач химии.

Как устроены молекулы? Из чего они состоят?

Молекулы состоят из атомов. Атомы в молекуле соединены при помощи химических

связей. Каждый атом обозначается при помощи символа (химического знака). Например,

Н – атом водорода, О – атом кислорода.

Page 5: Самоучитель по химии

5

Число атомов в молекуле обозначают при помощи индекса – цифры внизу справа после

символа.

Например:

Примеры молекул:

О2 – это молекула вещества кислорода, состоящая из двух атомов кислорода;

Н2О – это молекула вещества воды, состоящая из двух атомов водорода и одного атома

кислорода.

Если атомы не связаны химической связью, то их число обозначают при помощи

коэффициента – цифры перед символом:

Аналогично изображают число молекул:

2Н2 – две молекулы водорода;

3Н2О – три молекулы воды.

Почему атомы водорода и кислорода имеют разные названия и разные символы? Потому

что это атомы разных химических элементов.

Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядер.

Что такое ядро атома? Почему заряд ядра является признаком принадлежности атома к

данному химическому элементу? Чтобы ответить на эти вопросы, следует уточнить:

изменяются ли атомы в химических реакциях, из чего состоит атом?

Нейтральный атом не имеет заряда, хотя и состоит из положительно заряженного ядра и

отрицательно заряженных электронов:

В ходе химических реакций число электронов любого атома может изменяться, а вот заряд

ядра атома не меняется. Поэтому заряд ядра атома – своеобразный «паспорт»

Page 6: Самоучитель по химии

6

химического элемента. Все атомы с зарядом ядра +1 принадлежат химическому элементу

под названием водород. Атомы с зарядом ядра +8 относятся к химическому элементу

кислороду.

Каждому химическому элементу присвоен химический символ (знак), порядковый номер

в таблице Д.И.Менделеева (порядковый номер равен заряду ядра атома), определенное

название, а для некоторых химических элементов – особое прочтение символа в

химической формуле (табл. 1).

Таблица 1

Символы (знаки) химических элементов

№ п/п № в таблице Д.И.Менделеева Символ Прочтение в формуле Название

1 1 H аш Водород

2 6 C це Углерод

3 7 N эн Азот

4 8 O о Кислород

5 9 F фтор Фтор

6 11 Na натрий Натрий

7 12 Mg магний Магний

8 13 Al алюминий Алюминий

9 14 Si силициум Кремний

10 15 P пэ Фосфор

11 16 S эс Сера

12 17 Cl хлор Хлор

13 19 K калий Калий

14 20 Ca кальций Кальций

15 23 V ванадий Ванадий

16 24 Cr хром Хром

17 25 Mn марганец Марганец

18 26 Fe феррум Железо

19 29 Cu купрум Медь

20 30 Zn цинк Цинк

21 35 Br бром Бром

22 47 Ag аргентум Серебро

23 50 Sn станнум Олово

24 53 I йод Йод

25 56 Ba барий Барий

Page 7: Самоучитель по химии

7

26 79 Au аурум Золото

27 80 Hg гидраргирум Ртуть

28 82 Pb плюмбум Cвинец

Вещества бывают простые и сложные. Если молекула состоит из атомов одного

химического элемента, это простое вещество. Простые вещества – Са, Сl2, О3, S8 и т. д.

Молекулы сложных веществ состоят из атомов разных химических элементов. Сложные

вещества – H2O, NO, H3PO4, C12H22O11 и т. д.

Задание 1.1. Укажите число атомов в молекулах сложных веществ H2O, NO, H3PO4, C12H22O11, назовите эти атомы.

Возникает вопрос: почему для воды всегда записывается формула Н2О, а не НО или НО2?

Опыт доказывает, что состав воды, полученной любым способом или взятой из любого

источника, всегда соответствует формуле Н2О (речь идет о чистой воде).

Дело в том, что атомы в молекуле воды и в молекуле любого другого вещества соединены

при помощи химических связей. Химическая связь соединяет как минимум два атома.

Поэтому, если молекула состоит из двух атомов и один из них образует три химические

связи, то другой также образует три химические связи.

Число химических связей, образуемых атомом, называют его валентностью.

Если обозначить каждую химическую связь черточкой, то для молекулы из двух атомов

АБ получим А Б, где тремя черточками показаны три связи, образуемые элементами А и

Б между собой.

В данной молекуле атомы А и Б трехвалентны.

Известно, что атом кислорода двухвалентен, атом водорода одновалентен.

В о п р о с. Сколько атомов водорода может присоединиться к одному атому кислорода?

О т в е т. Два атома. Состав воды описывают формулой Н–О–Н, или Н2О.

П о м н и т е! В устойчивой молекуле не может быть «свободных», «лишних»

валентностей. Поэтому для двухэлементной молекулы число химических связей

(валентностей) атомов одного элемента равно общему числу химических связей атомов

другого элемента.

Валентность атомов некоторых химических элементов постоянна (табл. 2).

Таблица 2

Page 8: Самоучитель по химии

8

Значение постоянных валентностей некоторых элементов

Валентность Символы элементов

I H, F, Ag, Na, K

II O, Ca, Мg, Ba, Zn

III Аl

Для других атомов валентность** можно определить (вычислить) из химической

формулы вещества. При этом нужно учитывать изложенное выше правило о химической

связи. Например, определим валентность x марганца Mn по формуле вещества MnO2:

Общее число химических связей, образуемых одним и другим элементом (Mn и О),

одинаково:

x · 1 = 4; II · 2 = 4. Отсюда х = 4, т.е. в этой химической формуле марганец

четырехвалентен.

П р а к т и ч е с к и е в ы в о д ы

1. Если один из атомов в молекуле одновалентен, то валентность второго атома равна

числу атомов первого элемента (см. на индекс!):

2. Если число атомов в молекуле одинаково, то валентность первого атома равна

валентности второго атома:

3. Если у одного из атомов индекс отсутствует, то его валентность равна произведению

валентности второго атома на его индекс:

4. В остальных случаях ставьте валентности «крест-накрест», т.е. валентность одного

элемента равна индексу другого элемента:

Задание 1.2. Определите валентности элементов в соединениях:

Page 9: Самоучитель по химии

9

CO2, CO, Mn2O7, Cl2O, P2O3, AlP, Na2S, NH3, Mg3N2.

П о д с к а з к а. Сначала укажите валентность атомов, у которых она постоянная.

Аналогично определяется валентность атомных групп ОН, РО4, SО4 и др.

Задание 1.3. Определите валентности атомных групп (в формулах подчеркнуты):

H3PO4, Ca(OH)2, Ca3(PO4)2, H2SO4, CuSO4.

(Обратите внимание! Одинаковые группы атомов имеют одинаковые валентности во всех

соединениях.)

Зная валентности атома или группы атомов, можно составить формулу соединения. Для

этого пользуются следующими правилами.

• Если валентности атомов одинаковы, то и число атомов одинаково, т.е. индексы не

ставим:

• Если валентности кратны (обе делятся на одно и то же число), то число атомов элемента

с меньшей валентностью определяем делением:

• В остальных случаях индексы определяют «крест-накрест»:

Задание 1.4. Составьте химические формулы соединений:

Вещества, состав которых отражают химические формулы, могут участвовать в

химических процессах (реакциях). Графическая запись, соответствующая данной

химической реакции, называется уравнением реакции. Например, при сгорании

(взаимодействии с кислородом) угля происходит химическая реакция:

С + O2 = CO2.

Запись показывает, что один атом углерода С, соединяясь с одной молекулой кислорода

O2, образует одну молекулу углекислого газа СО2. Число атомов каждого химического

элемента до и после реакции должно быть одинаково. Это правило – следствие закона

Page 10: Самоучитель по химии

10

сохранения массы вещества. Закон сохранения массы: масса исходных веществ равна

массе продуктов реакции.

Закон был открыт в XVIII в. М.В.Ломоносовым и, независимо от него, А.Л.Лавуазье.

Выполняя этот закон, необходимо в уравнениях химических реакций расставлять

коэффициенты так, чтобы число атомов каждого химического элемента не изменялось в

результате реакции. Например, при разложении бертолетовой соли KClO3 получается

соль KСl и кислород О2:

KClO3 KСl + О2.

Число атомов калия и хлора одинаково, а кислорода – разное. Уравняем их:

Теперь изменилось число атомов калия и хлора до реакции. Уравняем их:

Наконец, между правой и левой частями уравнения можно поставить знак равенства:

2KClO3 = 2KСl + 3О2.

Полученная запись показывает, что при разложении сложного вещества KClO3

получаются два новых вещества – сложное KСl и простое – кислород O2. Числа перед

формулами веществ в уравнениях химических реакций называют коэффициентами.

При подборе коэффициентов необязательно считать отдельные атомы. Если в ходе

реакции не изменился состав некоторых атомных групп, то можно учитывать число этих

групп, считая их единым целым. Составим уравнение реакции веществ CaCl2 и Na3PO4:

CaCl2 + Na3PO4 ……………… .

П о с л е д о в а т е л ь н о с т ь д е й с т в и й

1) Определим валентность исходных атомов и группы PO4:

2) Напишем правую часть уравнения (пока без индексов, формулы веществ в скобках

надо уточнить):

Page 11: Самоучитель по химии

11

3) Составим химические формулы полученных веществ по валентностям составных

частей:

4) Обратим внимание на состав самого сложного соединения Ca3(PO4)2 и уравняем число

атомов кальция (их три) и число групп РО4 (их две):

5) Число атомов натрия и хлора до реакции теперь стало равным шести. Поставим

соответствующий коэффициент в правую часть схемы перед формулой NaCl:

3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl.

Пользуясь такой последовательностью, можно уравнять схемы многих химических

реакций (за исключением более сложных окислительно-восстановительных реакций, см.

главу 7).

Типы химических реакций. Химические реакции бывают разных типов. Основными

являются четыре типа – соединение, разложение, замещение и обмен.

1. Реакции соединения – из двух и более веществ образуется одно вещество:

А + В АВ.

Например:

Са + Сl2 = CaCl2.

2. Реакции разложения – из одного вещества получаются два вещества или более:

АВ А + В.

Например:

Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O.

3. Реакции замещения – реагируют простое и сложное вещества, образуются также

простое и сложное вещества, причем простое вещество замещает часть атомов сложного

вещества:

А + ВХ АХ + В.

Например:

Page 12: Самоучитель по химии

12

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4.

4. Реакции обмена – здесь реагируют два сложных вещества и получаются два сложных

вещества. В ходе реакции сложные вещества обмениваются своими составными частями:

АВ + XY АY + XВ.

Например:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

Существуют и другие типы химических реакций.

Задание 1.5. Расставьте коэффициенты в схемах реакций:

Na + Cl2 NaCl,

NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O,

Fe + AgNO3 Fe(NO3)2 + Ag,

Fe(OH)3 + HCl FeСl3 + H2O.

Задание 1.6. Расставьте коэффициенты и определите типы химических реакций:

Fe(OH)3 Fe2O3 + H2O,

Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2,

HNO3 + Cu(OH)2 Cu(NO3)2 + H2O,

P + O2 P2O5.

Выводы по главе 1. Вещества состоят из молекул, молекулы состоят из атомов, атомы с

одинаковым зарядом ядра относятся к одному и тому же химическому элементу.

Вещества бывают простые и сложные. Состав веществ показывают при помощи

химических формул. Формулы веществ составляют, учитывая валентности составных

частей. Запись химического процесса при помощи формул называется уравнением

химической реакции. Химические реакции бывают разных типов: обмена, замещения,

разложения, соединения и др.

Упражнения к главе 1

1. Выучите табл. 1. Проверьте себя, напишите химические символы: серы, цинка, олова,

магния, марганца, калия, кальция, свинца, железа и фтора.

Page 13: Самоучитель по химии

13

2. Напишите символы химических элементов, которые в формулах произносятся как:

«аш», «о», «купрум», «эс», «пэ», «гидраргирум», «станнум», «плюмбум», «эн», «феррум»,

«це», «аргентум». Назовите эти элементы.

3. Укажите число атомов каждого химического элемента в формулах соединений:

Al2S3, СаS, МnО2, NH3, Mg3P2, SO3.

4. Определите, какие из веществ – простые, а какие – сложные:

Na2O, Na, O2, CaCl2, Cl2.

Прочитайте формулы этих веществ.

5. Выучите табл. 2. Составьте химические формулы веществ по известной валентности

элементов и атомных групп:

6. Определите валентность химических элементов в соединениях:

N2O, Fe2O3, PbO2, N2O5, HBr, SiH4, H2S, MnO, Al2S3.

7. Расставьте коэффициенты и укажите типы химических реакций:

а) Mg + O2 MgO;

б) Al + CuCl2 AlCl3 + Cu;

в) NaNO3 NaNO2 + O2;

г) AgNO3 + BaCl2 AgCl + Ba(NO3)2;

д) Al + HCl AlCl3 + H2;

е) KOH + H3PO4 K3PO4 + H2O;

ж) CH4 C2H2 + H2.

* Существуют вещества, построенные не из молекул. Но об этих веществах речь пойдет

позже (см. главу 4).

** Строго говоря, по нижеизложенным правилам определяют не валентность, а степень

окисления (см. главу 7). Однако во многих соединениях числовые значения этих понятий

Page 14: Самоучитель по химии

14

совпадают, поэтому по формуле вещества можно определять и валентность.

Глава 2. Важнейшие классы

неорганических соединений

2.1. Оксиды

Оксиды – сложные вещества, которые состоят из атомов двух химических

элементов, один из которых кислород.

Определим, какое из следующих соединений оксид:

PH3, H3PO4, P2O5.

К оксидам относят соединение P2O5. Два других вещества – не оксиды: в состав РН3 не

входит атом кислорода, а в состав H3PO4 входят атомы трех химических элементов – H, Р,

O.

Названия оксидов складываются из двух слов: первое слово – «оксид», второе слово –

название химического элемента, образующего данный оксид, в родительном падеже.

Например: СаО – оксид кальция.

Если оксид образован химическим элементом с переменной валентностью, то после

названия элемента нужно указать его валентность. Например: Fe2О3 – оксид железа(III),

FеО – оксид железа(II).

Задание 2.1. Среди следующих соединений найдите оксиды и назовите их:

N2O3, NH3, MnO2, H2O, HCl, NaOH, Na2O, P2O5, H2SO4.

Задание 2.2. Составьте формулы следующих оксидов:

оксид хрома(III), оксид углерода(IV), оксид магния, оксид серы(VI), оксид азота(V),

оксид калия, оксид марганца(VI).

Многие оксиды могут реагировать с кислотами или основаниями. В таких реакциях

получаются соли. Поэтому такие оксиды называются солеобразующими.

Однако существует небольшая группа оксидов, которые к таким реакциям не способны.

Такие оксиды называют несолеобразующими.

Задание 2.3. Назовите несолеобразующие оксиды: H2O, CO, N2O, NO, F2O.

Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия: Н2О – вода, СО – угарный газ,

СО2 – углекислый газ и др.

Page 15: Самоучитель по химии

15

Солеобразующие оксиды подразделяют на три группы: основные, кислотные,

амфотерные.

Точно установить характер оксида можно, только изучая его химические свойства.

Например, кислотные оксиды реагируют с основаниями и не реагируют с кислотами.

Основные оксиды реагируют с кислотами и не реагируют с основаниями. Амфотерные

оксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями.

По формуле оксида можно определить, какими свойствами он обладает. Правда, иногда

эта оценка будет приблизительной.

• Неметаллы образуют только кислотные и безразличные оксиды.

• Металлы в зависимости от валентности могут образовывать разные оксиды – основные,

амфотерные и кислотные.

Предсказать свойства оксида металла может помочь эта схема:

Основные оксиды металлов от кислотных оксидов металлов отличить легко: малая

валентность металла – основный оксид, большая – кислотный. Как быть с амфотерными

оксидами? «Любимая» валентность металлов в этих оксидах III, но есть и исключения.

Поэтому желательно запомнить формулы наиболее часто встречающихся амфотерных

оксидов: ZnO, Al2O3, SnO, PbO, Cr2O3.

Задание 2.4. Назовите амфотерные оксиды:

ZnO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3.

Задание 2.5. Классифицируйте приведенные ниже оксиды:

V2O5, SO2, ZnO, Fe2O3, SO3, CO2, Li2O, FeO, Al2O3, H2O, BaO.

Задание рекомендуется выполнить по следующей схеме.

1) Определить, какой это оксид – солеобразующий или несолеобразующий.

2) Определить, какой элемент входит в состав солеобразующего оксида – металл или

неметалл. Для этого надо выписать из таблицы Д.И.Менделеева символы элементов-

неметаллов. Они расположены в главных подгруппах на линии бор – астат и выше этой

линии (рис. 1).

Page 16: Самоучитель по химии

16

Рис. 1. Элементы-неметаллы

(фрагмент таблицы Д.И.Менделеева)

3) Если в состав оксида входит атом неметалла, то оксид кислотный.

4) Если в состав оксида входит атом металла, то следует определить его валентность и по

ней выяснить характер оксида – основный, амфотерный или кислотный.

Например: Cr2O3 – амфотерный, т.к. хром – металл с валентностью III;

N2O3 – кислотный оксид, т.к. азот – неметалл;

CrO3 – кислотный оксид, т.к. хром – металл с высокой валентностью VI.

Зная характер оксида, можно описать его свойства.

Свойства кислотных оксидов

• Кислотные оксиды реагируют c водой, образуя кислоты. Например:

CO2 + H2O = H2CO3.

Чтобы составить формулу кислоты, нужно сложить все атомы исходных веществ,

записывая на первом месте атом водорода, на втором – элемент, образующий оксид, и на

последнем – кислород. Если индексы получились четными, то их можно сократить:

N2O3 + H2O = H2N2O4 (2HNO2).

Эти же реакции можно записать в виде арифметического примера:

Задание 2.6. Составьте уравнения реакций кислотных оксидов из задания 2.5 с водой.

• Кислотные оксиды реагируют с осно?вными оксидами, образуя соли соответствующей

кислоты, т.е. соль той кислоты, которая образуется при взаимодействии этого оксида с

водой. Например:

Page 17: Самоучитель по химии

17

Чтобы составить такое уравнение, нужно действовать по следующей схеме.

1) Составить формулу кислоты (прибавив к молекуле оксида молекулу воды):

CO2 + H2O = H2CO3.

2) Определить валентность кислотного остатка (это часть молекулы кислоты без атомов

водорода). В данном случае кислотный остаток имеет состав СО3, его валентность равна

числу атомов водорода в кислоте, т.е. II.

3) Cоставить формулу соли, записав вместо атомов водорода атом металла из основного

оксида с его валентностью (в данном случае натрий).

4) Составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка: Na2CO3.

Задание 2.7. Составьте уравнения реакций кислотных оксидов из задания 2.5 с оксидом

кальция.

• Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль соответствующей кислоты и

воду. Например:

Принципы составления уравнений реакций с основаниями те же, что и для реакций с

осно?вными оксидами (см. выше).

Задание 2.8. Составьте уравнения реакций кислотных оксидов из задания 2.5 с

гидроксидом натрия NаОН.

З а п о м н и т е! Кислотные оксиды ни с кислотами, ни c кислотными оксидами не

реагируют.

Свойства основных оксидов

• Основные оксиды реагируют с водой, образуя основания. Реакция протекает, если

получающееся основание растворимо в воде.

Общая формула оснований – М(ОН)х, где х – число ОН-групп, равное валентности

металла М. Например:

СаО + Н2О = Са(ОН)2,

Fe2O3 + Н2О нет реакции.

Page 18: Самоучитель по химии

18

Последняя реакция не идет, т.к. основание Fe(ОН)3 нерастворимо в воде. Растворимость

веществ в воде можно определить по таблице растворимости (рис. 2).

Рис. 2.

Таблица растворимости

(фрагмент)

Условные обозначения: р – растворимо в воде, м – малорастворимо в воде,

н – нерастворимо в воде.

При определении возможности протекания данной реакции можно использовать и другое

правило.

Основный оксид реагирует с водой, если он образован активным металлом. Эти металлы

стоят в ряду напряжений до магния: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg…

Задание 2.9. Составьте уравнения реакций основных оксидов из задания 2.5 с водой.

• Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

Обратите внимание: при составлении формулы соли нужно вместо атомов водорода в

формуле кислоты написать символ металла, а затем расставить индексы согласно

валентности.

Задание 2.10. Составьте уравнения реакций осно?вных оксидов из задания 2.5 с Н2SО4.

• Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соли.

• Некоторые основные оксиды реагируют при нагревании с водородом, при этом

образуются металл и вода:

CuO + H2 = Cu + H2O.

З а п о м н и т е! Основные оксиды с основаниями и основными оксидами не реагируют!

В ы в о д. В реакцию легче всего вступают вещества с противоположными свойствами и

не вступают в реакцию вещества со сходными свойствами.

Page 19: Самоучитель по химии

19

Свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды (от греч. amphi – двойной) проявляют двойственные свойства: они

могут реагировать и с кислотами, и с основаниями (точнее, со щелочами). При этом

образуются соль и вода. Например:

Задание 2.11. Составьте уравнения реакций амфотерных оксидов из задания 2.5 с КОН и

НNО3.

Задание 2.12. С какими из веществ – Н2О, NаОН, НСl – могут реагировать следующие

оксиды:

Cr2O3, CrO, SO3, V2O5?

Составьте уравнения возможных реакций.

Способы получения оксидов

Оксиды могут быть получены при разложении некоторых кислот, оснований, солей:

H2SO3 = SO2 + H2O,

Cu(OH)2 = CuO + H2O,

Са(НСО3)2 = Н2О + СО2 + СаСО3.

Оксиды обычно получают сжиганием в кислороде простых и сложных веществ:

2Mg + O2 = 2MgO,

C + O2 = CO2,

2H2 + O2 = 2H2O,

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O.

Обратите внимание: при сгорании сложного вещества образуются оксиды элементов,

которые входят в его состав. Исключение составляют только азот и галогены, которые

выделяются в виде простых веществ.

Page 20: Самоучитель по химии

20

В ы в о д ы по главе 2.1

Молекулы оксидов состоят из атомов двух элементов. Один из этих элементов –

кислород.

Оксиды, образующие соли, бывают кислотными, амфотерными и основными.

Оксиды реагируют с веществами, которые проявляют противоположные свойства.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами или кислотами, кислотные оксиды

– с основными оксидами или основаниями, амфотерные оксиды – и с кислотами, и с

основаниями (щелочами).

2.2. Кислоты

Кислоты – это сложные вещества, в состав молекул которых входят активные

атомы водорода и кислотные остатки. Активный атом водорода в химических

реакциях способен замещаться на атом металла, в результате чего всегда

получается соль.

В формулах неорганических кислот атом водорода записывается на первом месте*.

Например:

В состав молекулы любой кислоты кроме атомов водорода входит кислотный остаток.

Кислотный остаток – это часть молекулы кислоты без атомов водорода (которые могут

быть замещены на атом металла). Валентность кислотного остатка равна числу таких

атомов водорода:

При определении валентности кислотного остатка учитываются те атомы водорода,

которые участвовали в реакции или могут участвовать в ней. Так, фосфорной кислоте

Н3РО4 в зависимости от условий могут соответствовать кислотные остатки разного

состава:

Page 21: Самоучитель по химии

21

У органических кислот не все атомы водорода в молекуле способны замещаться на атом

металла:

Задание 2.13. Определите состав и валентность кислотных остатков для кислот,

учитывая, что все атомы водорода кислот активные:

HNO3, H2S, NaHCO3, H2SO3, KOH, HMnO4.

По числу атомов водорода в молекулах кислоты делят на одноосновные и

многоосновные.

Например:

HCl – одноосновная кислота, т. к. в ее молекуле один атом водорода;

Н2СО3 – двухосновная кислота, т. к. в ее молекуле два атома водорода.

По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, Н2S) и кислородсодержащие (НСlO,

Н2SO4).

Бескислородные кислоты представляют собой растворы некоторых газов в воде, при этом

и растворенному газу, и полученному раствору приписывают одинаковые свойства, хотя

это не так. Например, из простых веществ водорода и хлора получается газ хлороводород:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Этот газ не проявляет кислотных свойств, если он сухой: его можно перевозить в

металлических емкостях, и никакой реакции не происходит. Но при растворении

хлороводорода в воде получается раствор, который проявляет свойства сильной кислоты.

Такую кислоту перевозить в металлических емкостях нельзя.

Названия бескислородных кислот составляют по схеме:

элемент + водород + «ная» кислота.

Например: H2S – сероводородная кислота (раствор газа сероводорода в воде).

Некоторые бескислородные кислоты имеют особые (тривиальные) названия: НСl –

соляная кислота (раствор газа хлороводорода в воде), НF – плавиковая кислота (раствор

газа фтороводорода в воде).

Задание 2.14. Дайте химические названия соляной и плавиковой кислотам.

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при действии воды на кислотные

оксиды (см. выше). Исходные кислотные оксиды называют «ангидриды кислот»:

Page 22: Самоучитель по химии

22

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более

устойчивую ортофосфорную кислоту:

Или в суммарном виде:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 .

Таким образом, Р2O5 – ангидрид фосфорной кислоты, а также некоторых других, менее

устойчивых кислот.

Обратите внимание: название кислородсодержащей кислоты содержит в виде корня

название элемента, входящего в состав ангидрида: фосфор Р фосфорный ангидрид Р2О5

фосфорная кислота Н3РО4.

Если элементу соответствует несколько кислот, то для кислоты с большей валентностью

элемента, входящего в состав ангидрида, в названии употребляют суффиксы «н» или «в».

Для кислот с меньшей валентностью элемента в название кислоты добавляют суффикс

«ист».

Валентность элемента проще всего определять по формуле ангидрида:

В названии сернистой кислоты основной суффикс «ист», а суффикс «н» введен

Page 23: Самоучитель по химии

23

дополнительно для благозвучия.

Сведения о названиях некоторых кислот обобщены в табл. 3.

Таблица 3

Названия кислот

Ангидрид Кислота Название

Нет НС1 Соляная, хлороводородная

CO2 Н2СО3 Угольная

SiO2 …………… Кремниевая

N2O3 …………… Азотистая

N2O5 …………… Азотная

SO2 …………… ……………………..

SO3 …………… ……………………..

P2O5 …………… ……………………..

CrO3 …………… Хромовая

Нет H2S Сероводородная

Задание 2.15. Вместо пропусков в табл. 3 напишите формулы и названия

соответствующих кислот.

Задание 2.16. Напишите на память (никуда не заглядывая) формулы кислот: кремниевой,

сернистой, серной, сероводородной, азотистой, азотной, соляной, фосфорной, угольной.

Укажите ангидриды этих кислот (там, где они существуют).

Свойства кислот

Главным свойством всех кислот является их способность образовывать соли. Соль

образуется в любой реакции, в которой участвует кислота, при этом замещаются

активные атомы водорода (один или несколько).

• Кислоты реагируют с металлами. При этом атомы водорода кислоты замещаются на

атомы металла с образованием растворимой соли и водорода. Например:

Не все металлы способны вытеснять водород из растворов кислот. Этот процесс

возможен только для тех металлов, которые стоят в ряду напряжений (ряд активности) до

водорода (рис. 3, см. с. 20):

Page 24: Самоучитель по химии

24

Рис. 3. Ряд напряжений металлов

Задание 2.17. Составьте уравнения возможных реакций:

серная кислота + алюминий,

соляная кислота + серебро,

бромоводородная кислота + цинк.

При составлении уравнений пользуйтесь рядом напряжений. Не забывайте, составляя

формулы солей, учитывать валентности металла и кислотного остатка.

Некоторые кислоты могут растворять металлы, которые стоят в ряду напряжения после

водорода, но водород при этом не выделяется:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

• Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду**. Это реакция обмена, и

поэтому валентность составных частей в результате реакции не меняется:

Расставим коэффициенты:

2Н3РО4 + 3Са(ОН)2 = Са3(РО4)2 + 6Н2О.

Задание 2.18. Составьте уравнения реакций:

серной кислоты и Fe(ОН)3,

соляной кислоты и Ва(ОН)2,

сернистой кислоты и NаОН.

Не забудьте порядок действий: составить формулу соли по валентности металла и

кислотного остатка; расставить коэффициенты.

• Кислоты могут реагировать с солями. При этом сильная кислота вытесняет более

слабую из ее соли.

Page 25: Самоучитель по химии

25

К сильным кислотам относятся серная, азотная, соляная и др.

К слабым кислотам относятся угольная, кремниевая, сероводородная, азотистая.

В реакции обмена кислоты с солью образуются новая соль и новая кислота. Например:

2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2CO3.

Более подробно о подобных реакциях см. главу 6.

Задание 2.19. Составьте, не обращаясь к учебнику и пособиям, формулы: а) сильных

кислот;

б) слабых кислот.

Задание 2.20. Составьте уравнения реакций:

соляная кислота + FeS,

азотная кислота + Na2SiO3,

серная кислота + K2CO3.

• Как обнаружить кислоту в растворе? Например, в одном стакане налита вода, а в другом

– раствор кислоты. Как определить, где кислота? Хотя все кислоты кислые на вкус,

пробовать их нельзя, это опасно. Выручают особые вещества – индикаторы. Это

соединения, которые изменяют цвет в присутствии кислот.

Синий лакмус в кислоте становится красным; оранжевый метилоранж тоже становится

красным в присутствии кислот.

В ы в о д ы по главе 2.2

Кислоты классифицируют:

по числу атомов водорода – на одноосновные, двухосновные и т.д.;

по наличию атома кислорода в составе молекулы – на бескислородные и

кислородсодержащие;

по силе – на сильные и слабые;

по устойчивости – на устойчивые и неустойчивые.

Кислоты реагируют:

с активными металлами (стоящими в ряду активности до Н),

с основаниями,

с основными и амфотерными оксидами,

Page 26: Самоучитель по химии

26

с солями более слабых кислот.

Кислоты обнаруживаются индикаторами в кислой («красной») области.

* В химических формулах органических кислот атом водорода стоит в конце, например

CH3COOH – уксусная кислота.

** Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.

Глава 2. Важнейшие классы

неорганических соединений (окончание)

2.3. Основания

Основания – это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и

гидроксигруппы ОН.

Общая формула оснований: где n – число групп ОН и валентность металла.

Валентность ОН-группы равна I.

Основания называют по схеме:

гидроксид (чего?) металла (n),

где n – переменная валентность металла.

Например: Са(ОН)2 – гидроксид кальция, Fе(OH)3 – гидроксид железа(III), NH4OH –

гидроксид аммония.

Обратите внимание. В состав последнего основания не входит атом металла. Это

исключение. Валентность группы NН4 (аммоний) равна I.

По растворимости в воде основания подразделяют на растворимые и нерастворимые.

Это легко определить по таблице растворимости.

Растворимые в воде основания называются щелочами. В состав щелочей входят атомы

активных металлов (они находятся в начале ряда напряжений, до магния). Гидроксид

аммония тоже относится к щелочам, т.к. существует только в растворах.

Задание 2.21. Пользуясь таблицей растворимости или рядом напряжений, составьте

химические формулы двух-трех щелочей.

Page 27: Самоучитель по химии

27

Свойства и способы получения щелочей

Щелочи можно получить действием активного металла (K, Nа, Cа, Ва) или его оксида на

воду:

2Nа + 2H2O = 2NаОН + H2 ,

СаO + H2O = Са(ОH)2.

• Растворы щелочей реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, а также с

кислотами. Последняя реакция называется реакцией нейтрализации:

Реакция нейтрализации характерна для всех кислот.

• Растворы щелочей реагируют с растворами солей. Реакция происходит, если образуется

хотя бы одно нерастворимое соединение. Эта реакция относится к реакциям обмена, т.е. в

результате получается новая соль и новое основание:

Обратите внимание. 1) Последняя реакция не происходит, т.к. оба вещества в правой

части уравнения растворимы в воде.

2) Валентности составных частей исходных веществ определяйте по кислотному остатку

или по числу групп ОН.

3) Полученные значения валентностей используйте при составлении формул веществ –

продуктов реакции.

4) Растворимость получаемых веществ определяйте по таблице растворимости.

Задание 2.22. Расставьте коэффициенты в приведенных выше схемах реакций.

Задание 2.23. Составьте уравнения возможных реакций обмена:

Fe(NO3)3 + гидроксид калия,

Page 28: Самоучитель по химии

28

Na2SO3 + гидроксид кальция,

K3PO4 + гидроксид аммония.

Определите, какая из реакций не происходит и почему.

• Растворы щелочей, как и растворы кислот, изменяют окраску индикаторов. В растворе

щелочи фиолетовый лакмус синеет, оранжевый метилоранж желтеет, бесцветный

фенолфталеин краснеет.

Все изменения окрасок индикаторов можно свести в таблицу (табл. 4):

Таблица 4

Окраска индикаторов в различных средах

Индикатор Характер среды

Кислая Нейтральная Щелочная

Лакмуc Красный Фиолетовый Синий

Метилоранж Красный Оранжевый Желтый

Фенолфталеин Бесцветный Красный

Обратите внимание. Если к воде добавить кислоту, то среда раствора будет кислая, если

добавить щелочь – среда щелочная, в чистой воде среда нейтральная.

В о п р о с 1. Можно ли при помощи фенолфталеина узнать, какая жидкость в стакане:

вода, кислота НCl, раствор KОН? Можно ли для этого использовать раствор лакмуса?

В о п р о с 2. Почему реакцию между кислотой и щелочью называют реакцией

нейтрализации?

Свойства и способы получения

нерастворимых в воде оснований

Среди нерастворимых в воде оснований следует выделить особую группу веществ –

амфотерные гидроксиды. Их свойства будут рассмотрены ниже. Способы получения

амфотерных оснований такие же, как и нерастворимых оснований.

Нерастворимые основания получают, действуя на раствор соли, в состав которой входит

нужный атом металла, раствором щелочи:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.

Попробуем определить, какие вещества нужно взять для того, чтобы получить гидроксид

марганца(II). До реакции составные части нерастворимого основания Mn(OH)2

находились в составе растворимых веществ – соли марганца (например, MnCl2) и щелочи

(например, KOH):

Page 29: Самоучитель по химии

29

Уравнение реакции:

MnCl2 + 2KOH = Mn(OH)2 + 2KCl.

Задание 2.24. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно получить:

а) гидроксид железа(III); б) гидроксид железа(II).

Свойства нерастворимых в воде оснований во многом отличаются от свойств щелочей.

Нерастворимые в воде основания не реагируют с растворами солей, а также с

амфотерными и некоторыми кислотными оксидами.

• Нерастворимые основания реагируют с кислотами. При этом происходит растворение

исходного нерастворимого вещества (осадка). Например:

Таким образом, подобные реакции возможны, если образуется растворимая соль.

• Нерастворимые основания разлагаются при нагревании. При этом чем меньше

активность металла (см. ряд напряжений), тем легче разлагается основание на оксид и

воду:

Свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Это означает, что в состав

амфотерного гидроксида входит тот же атом металла и с той же валентностью, что и в

состав амфотерного оксида:

Амфотерные вещества проявляют двойственные свойства, они реагируют и с кислотами,

и с щелочами (при этом амфотерные гидроксиды растворяются):

Page 30: Самоучитель по химии

30

Если эта реакция происходит с растворами щелочей, то вместо вещества состава Na3AlO3

(или NaAlO2)* образуется сложное комплексное соединение: Na3[Al(OH)6] или

Na[Al(OH)4].

Задание 2.25. Составьте уравнения реакций с кислотой и со щелочью следующих

амфотерных гидроксидов: а) гидроксида цинка; б) гидроксида хрома(III).

Выводы по главе 2.3. Молекулы неорганических оснований содержат гидроксигруппы

ОН.

Все неорганические основания, кроме NH4OH, содержат атомы металлов.

Основания делят на растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые.

Растворы щелочей реагируют с кислотами (реакция нейтрализации), с кислотными и

амфотерными оксидами, с растворами солей. Щелочи обнаруживаются индикаторами в

щелочной («синей») области. Нерастворимые в воде основания не изменяют окраску

индикатора, могут реагировать с некоторыми кислотами и кислотными оксидами.

Термически неустойчивы.

2.4. Соли

Соль – это продукт реакции между кислотой и основанием.

В состав любой соли входит остаток основания (атом металла или группа NH4) и остаток

кислоты (кислотный остаток). Например:

NH4NO3, K2CO3, CaHPO4, CuOHCl.

Задание 2.26. Для каждой из этих солей (см. выше) определите, где в ее молекуле остаток

кислоты, а где – остаток основания. Определите валентности составных частей.

В состав некоторых солей входят атомы водорода или группы ОН. Такое различие

подсказывает, что соли могут быть разных типов. Рассмотрим три вида солей.

Средние соли получаются, если кислота и основание полностью прореагировали:

Кислые соли получаются, если не все атомы водорода кислоты были замещены на атомы

Page 31: Самоучитель по химии

31

металла:

Кислотные остатки таких солей содержат атом водорода. Кислые соли могут проявлять

некоторые свойства кислот. Например, они могут реагировать со щелочами:

Осно'вные соли образуются, если не все группы ОН основания замещаются на кислотный

остаток:

Такие соли содержат гидроксигруппу ОН. Осно'вные соли могут проявлять некоторые

свойства оснований. Например, они реагируют с кислотами:

Во многих примерах, которые иллюстрировали свойства оксидов, кислот и оснований,

продуктами реакции были соли. Попробуем обобщить эти сведения и выяснить, в

результате каких процессов можно получить соль заданного состава.

Способы получения солей

Способы получения солей можно условно разбить на две группы:

1-й с п о с о б – получение солей из веществ, которые не являются солями;

2-й с п о с о б – получение солей из других солей.

Реакции 1-го с п о с о б а основаны на том, что в реакцию вступают противоположные по

свойствам вещества (рис. 4).

Рис. 4.

Page 32: Самоучитель по химии

32

Генетическая связь между

неорганическими веществами разных классов

Приведем конкретные примеры:

1) металл + неметалл:

Fe + S FeS;

2) металл + кислота:

Fe + HCl FeCl2 + H2;

3) осно'вный оксид + кислотный оксид:

CaO + P2O5 Ca3(PO4)2;

4) осно'вный оксид + кислота:

MgO + HNO3 Mg(NO3)2 + H2O;

5) основание + кислота:

NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O;

6) основание + кислотный оксид:

KOH + CO2 K2CO3 + H2O.

Задание 2.27. Расставьте коэффициенты в схемах реакций 1–6. Приведите свои примеры

аналогичных реакций каждого типа.

Реакции 2-го с п о с о б а являются реакциями обмена или замещения. В каждой из таких

реакций участвует соль, поэтому 2-й способ получения солей можно рассматривать как

химические свойства солей.

• Более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Обратный процесс не идет:

Активность металлов можно определять по ряду напряжений. Любой металл в этом ряду

активнее всех металлов, стоящих правее него.

• Сильная кислота вытесняет более слабую кислоту из ее соли:

Page 33: Самоучитель по химии

33

2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2CO3.

• Щелочь, реагируя с солью, образует новое основание и новую соль:

3KОН + АlС13 = А1(OH)3 + 3KСl.

Такая реакция происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из

полученных веществ нерастворимо.

• Соль, вступая в реакцию обмена с другой солью, образует две новые соли:

2AgNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2AgCl .

Эта реакция также происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно

из полученных веществ – нерастворимо.

Например, реакция

невозможна, т.к. обе полученные соли растворимы.

Другой процесс:

СаСО3 + NaCl (нет реакции)

невозможен потому, что СаСО3 (мел) нерастворим в воде.

Названия солей

Названия солей происходят от латинских названий химических элементов, которые

входят в состав кислотных остатков (исключая кислород):

S – сульфур,

N – нитрогениум,

С – карбонеум,

Si – силициум.

Для солей одного элемента разного состава должны быть разные названия. Названия

солей получают введением суффиксов:

для солей бескислородных кислот -ид;

для солей кислородсодержащих кислот -ит (меньшая валентность элемента)

или -ат (бoльшая валентность элемента).

Page 34: Самоучитель по химии

34

Задание 2.28. Составьте названия солей, содержащих серу: K2S, K2SO3, K2SO4.

(При правильной работе должно получиться:

K2S – cульфид,

K2SO3 – cульфит,

K2SO4 – cульфат.)

Задание 2.29. Дополните табл. 5, составив химические формулы солей тех металлов,

которые указаны в таблице.

Таблица 5

Названия солей

Кислота Соль Название

HCl Al……. Хлорид

HBr K……. Бромид

HI Ca……. Йодид

H2S Na……. Сульфид

H2SO3 K……. Сульфит

H2SO4 Al……. Сульфат

HNO2 K……. Нитрит

HNO3 Mg……. Нитрат

H3PO4 Ca……. Фосфат

H2CO3 K……. Карбонат

H2SiO3 Na……. Силикат

При составлении названий кислых солей используют частицу «гидро»: KНСО3 –

гидрокарбонат калия.

При составлении названий оснoвных солей используют частицу «гидроксо»: АlOНСl2 –

гидроксохлорид алюминия.

Задание 2.30. Назовите все соли, которые встречаются в тексте и уравнениях реакций

этого раздела.

Задание 2.31. Составьте по три-четыре уравнения реакций получения:

а) бромида магния;

б) сульфата цинка.

Page 35: Самоучитель по химии

35

Выводы по главе 2.4. Соли состоят из остатков веществ, которые проявляют

противоположные свойства: кислотные и оснoвные, металлические и неметаллические.

Упражнения к главе 2

1. Классифицируйте и дайте химические названия известным веществам:

поваренная соль – NaCl,

питьевая сода – NaHCO3,

стиральная сода – Na2CO3,

песок – SiO2,

каустическая сода – NaOH,

мел, мрамор, известняк – CaCO3,

калийная селитра – KNO3,

угарный газ – CO,

силикатный клей – Na2SiO3,

негашеная известь – CaO,

гашеная известь, известковая вода – Ca(OH)2,

ляпис – AgNO3,

поташ – K2CO3,

углекислый газ – CO2,

аммиачная селитра – NH4NO3,

нашатырь – NH4Cl,

вода – H2O,

нашатырный спирт – NH4OH,

сернистый газ – SO2.

Запомните химические формулы и обиходные названия этих веществ.

2. С какими из перечисленных веществ – гидроксид натрия, соляная кислота, вода, оксид

кальция, гидроксид цинка, оксид серы(VI) – будут реагировать:

Page 36: Самоучитель по химии

36

а) оксид алюминия; б) карбонат натрия;

в) оксид меди(II); г) азотная кислота?

Ответ представьте в виде таблицы. Напишите уравнения соответствующих реакций.

3. Напишите уравнения тех реакций, которые возможны:

оксид железа(III) + серная кислота … ,

углекислый газ + гидроксид бария … ,

оксид цинка + азотная кислота … ,

негашеная известь + гидроксид калия … ,

сернистый газ + соляная кислота … ,

оксид цинка + гидроксид калия … ,

оксид железа(II) + вода … ,

оксид бария + вода … .

Если процесс невозможен, поясните почему.

4. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать раствор щелочи:

а) оксид фосфора(V);

б) оксид меди;

в) оксид алюминия;

г) фосфорная кислота;

д) гидроксид кальция;

е) гидроксид алюминия;

ж) силикат калия;

з) карбонат кальция;

и) сульфат хрома?

Будет ли с этими же веществами реагировать гидроксид меди(II)? Составьте уравнения

возможных реакций.

5. Как получить из:

Page 37: Самоучитель по химии

37

а) натрия – гидроксид натрия;

б) железа – гидроксид железа(III);

в) меди – гидроксид меди(II);

г) серы – серную кислоту;

д) хлора – поваренную соль (двумя способами)?

6. Осуществите превращения:

а) фосфор … фосфорная кислота соль (назовите ее);

б) кальций негашеная известь гашеная известь соль (назовите ее);

в) уголь (углерод) углекислый газ угольная кислота карбонат натрия углекислый

газ;

г) хлорид цинка гидроксид цинка нитрат цинка гидроксид цинка ...;

д) песок силикатный клей кремниевая кислота.

* Ортоалюминиевая кислота H3AlO3 теряет молекулу H2O, и образуется

метаалюминиевая кислота HAlO2, в которой кислотный остаток AlO2 имеет валентность I.

Глава 3. Элементарные сведения о

строении атома.

Периодический закон Д.И.Менделеева

В с п о м н и т е, что такое атом, из чего состоит атом, изменяется ли атом в химических

реакциях.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно

заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Число электронов в ходе химических процессов может изменяться, но заряд ядра всегда

остается неизменным. Зная распределение электронов в атоме (строение атома), можно

предсказать многие свойства данного атома, а также свойства простых и сложных

веществ, в состав которых он входит.

Строение атома, т.е. состав ядра и распределение электронов вокруг ядра, несложно

определить по положению элемента в периодической системе.

В периодической системе Д.И.Менделеева химические элементы располагаются в

Page 38: Самоучитель по химии

38

определенной последовательности. Эта последовательность тесно связана со строением

атомов этих элементов. Каждому химическому элементу в системе присвоен порядковый

номер, кроме того, для него можно указать номер периода, номер группы, вид подгруппы.

Зная точный «адрес» химического элемента – группу, подгруппу и номер периода, можно

однозначно определить строение его атома.

Период – это горизонтальный ряд химических элементов. В современной периодической

системе семь периодов. Первые три периода – малые, т.к. они содержат 2 или 8

элементов:

1-й период – Н, Не – 2 элемента;

2-й период – Li … Nе – 8 элементов;

3-й период – Na ... Аr – 8 элементов.

Остальные периоды – большие. Каждый из них содержит 2–3 ряда элементов:

4-й период (2 ряда) – K ... Kr – 18 элементов;

6-й период (3 ряда) – Сs ... Rn – 32 элемента. В этот период входит ряд лантаноидов.

Группа – вертикальный ряд химических элементов. Всего групп восемь. Каждая группа

состоит из двух подгрупп: главной подгруппы и побочной подгруппы. Например:

Главную подгруппу образуют химические элементы малых периодов (например, N, P) и

больших периодов (например, As, Sb, Bi).

Побочную подгруппу образуют химические элементы только больших периодов

(например, V, Nb,

Ta).

Визуально эти подгруппы различить легко. Главная подгруппа «высокая», она начинается

с 1-го или 2-го периода. Побочная подгруппа – «низкая», начинается с 4-го периода.

Итак, каждый химический элемент периодической системы имеет свой адрес: период,

группу, подгруппу, порядковый номер.

Page 39: Самоучитель по химии

39

Например, ванадий V – это химический элемент 4-го периода, V группы, побочной

подгруппы, порядковый номер 23.

Задание 3.1. Укажите период, группу и подгруппу для химических элементов с

порядковыми номерами 8, 26, 31, 35, 54.

Задание 3.2. Укажите порядковый номер и название химического элемента, если

известно, что он находится:

а) в 4-м периоде, VI группе, побочной подгруппе;

б) в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе.

Каким образом можно связать сведения о положении элемента в периодической системе

со строением его атома?

Атом состоит из ядра (оно имеет положительный заряд) и электронов (они имеют

отрицательный заряд). В целом атом электронейтрален.

Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру химического элемента.

Ядро атома – сложная частица. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Поскольку

химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, то около

символа элемента указывают следующие его координаты:

По этим данным можно определить состав ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Протон p имеет массу 1 (1,0073 а. е. м.) и заряд +1. Нейтрон n заряда не имеет

(нейтрален), а масса его приблизительно равна массе протона (1,0087 а. е. м.).

Заряд ядра определяют протоны. Причем число протонов равно (по величине) заряду

ядра атома, т.е. порядковому номеру.

Число нейтронов N определяют по разности между величинами: «масса ядра» А и

«порядковый номер» Z. Так, для атома алюминия:

N = А – Z = 27 –13 = 14n,

Page 40: Самоучитель по химии

40

Задание 3.3. Определите состав ядер атомов, если химический элемент находится в:

а) 3-м периоде, VII группе, главной подгруппе;

б) 4-м периоде, IV группе, побочной подгруппе;

в) 5-м периоде, I группе, главной подгруппе.

Внимание! При определении массового числа ядра атома приходится округлять атомную

массу, указанную в периодической системе. Так поступают потому, что массы протона и

нейтрона практически целочисленны, а массой электронов можно пренебречь.

Определим, какие из приведенных ниже ядер принадлежат одному и тому же

химическому элементу:

А (20р + 20n),

Б (19р + 20n),

В (20р + 19n).

Атомам одного химического элемента принадлежат ядра А и В, поскольку они содержат

одинаковое число протонов, т. е. заряды этих ядер одинаковые. Исследования

показывают, что масса атома не оказывает существенного влияния на его химические

свойства.

Изотопами называют атомы одного и того же химического элемента (одинаковое

число протонов), различающиеся массой (разное число нейтронов).

Изотопы и их химические соединения отличаются друг от друга по физическим

свойствам, но химические свойства у изотопов одного химического элемента одинаковы.

Так, изотопы углерода-14 (14

С) имеют такие же химические свойства, как и углерода-12

(12

С), которые входят в ткани любого живого организма. Отличие проявляется только в

радиоактивности (изотоп 14

С). Поэтому изотопы применяют для диагностики и лечения

различных заболеваний, для научных исследований.

Вернемся к описанию строения атома. Как известно, ядро атома в химических процессах

не изменяется. А что изменяется? Переменным оказывается общее число электронов в

атоме и распределение электронов. Общее число электронов в нейтральном атоме

определить несложно – оно равно порядковому номеру, т.е. заряду ядра атома:

Электроны имеют отрицательный заряд –1, а масса их ничтожна: 1/1840 от массы

протона.

Page 41: Самоучитель по химии

41

Отрицательно заряженные электроны отталкиваются друг от друга и находятся на разных

расстояниях от ядра. При этом электроны, имеющие приблизительно равный запас

энергии, находятся на приблизительно равном расстоянии от ядра и образуют

энергетический уровень.

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится

химический элемент. Энергетические уровни условно обозначают так (например, для Al):

Задание 3.4. Определите число энергетических уровней в атомах кислорода, магния,

кальция, свинца.

На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:

• на первом – не более двух электронов;

• на втором – не более восьми электронов;

• на третьем – не более восемнадцати электронов.

Эти числа показывают, что, например, на втором энергетическом уровне может

находиться 2, 5 или 7 электронов, но не может быть 9 или 12 электронов.

Важно знать, что независимо от номера энергетического уровня на внешнем уровне

(последнем) не может быть больше восьми электронов. Внешний восьмиэлектронный

энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется завершенным. Такие энергетические уровни имеются у самых неактивных элементов – благородных

газов.

Как определить число электронов на внешнем уровне остальных атомов? Для этого

существует простое правило: число внешних электронов равно:

• для элементов главных подгрупп – номеру группы;

• для элементов побочных подгрупп оно не может быть больше двух.

Например (рис. 5):

Page 42: Самоучитель по химии

42

Рис. 5.

Схема определения числа

внешних электронов атомов

Задание 3.5. Укажите число внешних электронов для химических элементов с

порядковыми номерами 15, 25, 30, 53.

Задание 3.6. Найдите в периодической системе химические элементы, в атомах которых

имеется завершенный внешний уровень.

Очень важно правильно определять число внешних электронов, т.к. именно с ними

связаны важнейшие свойства атома. Так, в химических реакциях атомы стремятся

приобрести устойчивый, завершенный внешний уровень (8е). Поэтому атомы, на

внешнем уровне которых мало электронов, предпочитают их отдать.

Химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, называют

металлами. Очевидно, что на внешнем уровне атома металла должно быть мало

электронов: 1, 2, 3.

Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы

стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до

восьми электронов. Такие элементы называют неметаллами.

В о п р о с. К металлам или неметаллам относятся химические элементы побочных

подгрупп? Почему?

О т в е т. Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет линия,

которую можно провести от бора к астату. Выше этой линии (и на линии) располагаются

неметаллы, ниже – металлы. Все элементы побочных подгрупп оказываются ниже этой

линии.

Задание 3.7. Определите, к металлам или неметаллам относятся: фосфор, ванадий,

кобальт, селен, висмут. Используйте положение элемента в периодической системе

химических элементов и число электронов на внешнем уровне.

Для того, чтобы составить распределение электронов по остальным уровням и

подуровням, следует воспользоваться следующим а л г о р и т м о м.

1. Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).

2. Определить число энергетических уровней (по номеру периода).

3. Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).

4. Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.

5. Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

Например, согласно пунктам 1–4 для атома марганца определено:

Page 43: Самоучитель по химии

43

Всего 25е; распределили (2 + 8 + 2) = 12e; значит, на третьем уровне находится: 25 – 12 =

13e.

Получили распределение электронов в атоме марганца:

Задание 3.8. Отработайте алгоритм, составив схемы строения атомов для элементов №

16, 26, 33, 37. Укажите, металлы это или неметаллы. Ответ поясните.

Составляя приведенные выше схемы строения атома, мы не учитывали, что электроны в

атоме занимают не только уровни, но и определенные подуровни каждого уровня. Виды

подуровней обозначаются латинскими буквами: s, p, d.

Число возможных подуровней равно номеру уровня. Первый уровень состоит из одного

s-подуровня. Второй уровень состоит из двух подуровней – s и р. Третий уровень – из

трех подуровней – s, p и d.

На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:

на s-подуровне – не больше 2е;

на р-подуровне – не больше 6е;

на d-подуровне – не больше 10е.

Подуровни одного уровня заполняются в строго определенном порядке: s p d.

Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться, если не заполнен s-подуровень

данного энергетического уровня, и т.д. Исходя из этого правила, несложно составить

электронную конфигурацию атома марганца:

В целом электронная конфигурация атома марганца записывается так:

25Мn 1s22s

22p

63s

23p

63d

54s

2.

Page 44: Самоучитель по химии

44

Здесь и далее приняты следующие обозначения:

Задание 3.9. Составьте электронные конфигурации атомов для химических элементов №

16, 26, 33, 37.

Для чего необходимо составлять электронные конфигурации атомов? Для того, чтобы

определять свойства этих химических элементов. Следует помнить, что в химических

процессах участвуют только валентные электроны.

Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне и

незавершенном

d-подуровне предвнешнего уровня.

Определим число валентных электронов для марганца:

или сокращенно: Мn … 3d54s

2.

Что можно определить по формуле электронной конфигурации атома?

1. Какой это элемент – металл или неметалл?

Марганец – металл, т.к. на внешнем (четвертом) уровне находится два электрона.

2. Какой процесс характерен для металла?

Атомы марганца в реакциях всегда только отдают электроны.

3. Какие электроны и сколько будет отдавать атом марганца?

В реакциях атом марганца отдает два внешних электрона (они дальше всех от ядра и

слабее притягиваются им), а также пять предвнешних d-электронов. Общее число

валентных электронов – семь (2 + 5). В этом случае на третьем уровне атома останется

восемь электронов, т.е. образуется завершенный внешний уровень.

Все эти рассуждения и заключения можно отразить при помощи схемы (рис. 6):

Page 45: Самоучитель по химии

45

Рис. 6.

Схема отдачи электронов атомом марганца

Полученные условные заряды атома называют степенями окисления.

Рассматривая строение атома, аналогичным способом можно показать, что типичными

степенями окисления для кислорода является –2, а для водорода +1.

В о п р о с. С каким из химических элементов может образовывать соединения марганец,

если учесть полученные выше степени его окисления?

О т в е т. Только с кислородом, т.к. его атом имеет противоположную по заряду степень

окисления. Формулы соответствующих оксидов марганца (здесь степени окисления

соответствуют валентностям этих химических элементов):

Строение атома марганца подсказывает, что большей степени окисления у марганца быть

не может, т.к. в этом случае пришлось бы затрагивать устойчивый, теперь уже

завершенный предвнешний уровень. Поэтому степень окисления +7 является высшей, а

соответствующий оксид Мn2О7 – высшим оксидом марганца.

Для закрепления всех этих понятий рассмотрим строение атома теллура и некоторые его

свойства:

Page 46: Самоучитель по химии

46

Как неметалл, атом Te может принять 2 электрона до завершения внешнего уровня и

отдать «лишние» 6 электронов:

Задание 3.10. Изобразите электронные конфигурации атомов Nа, Rb, Cl, I, Si, Sn.

Определите свойства этих химических элементов, формулы их простейших соединений (с

кислородом и водородом).

Практические выводы

1. В химических реакциях участвуют только валентные электроны, которые могут

находиться только на двух последних уровнях.

2. Атомы металлов могут только отдавать валентные электроны (все или несколько),

принимая положительные степени окисления.

3. Атомы неметаллов могут принимать электроны (недостающие – до восьми),

приобретая при этом отрицательные степени окисления, и отдавать валентные электроны

(все или несколько), при этом они приобретают положительные степени окисления.

Сравним теперь свойства химических элементов одной подгруппы, например натрия и

рубидия:

Nа ...3s1 и Rb ...5s

1.

Что общего в строении атомов этих элементов? На внешнем уровне каждого атома по

одному электрону – это активные металлы. Металлическая активность связана со

способностью отдавать электроны: чем легче атом отдает электроны, тем сильнее

выражены его металлические свойства.

Что удерживает электроны в атоме? Притяжение их к ядру. Чем ближе электроны к ядру,

тем сильнее они притягиваются ядром атома, тем труднее их «оторвать».

Исходя из этого, ответим на вопрос: какой элемент – Nа или Rb – легче отдает внешний

электрон? Какой из элементов является более активным металлом? Очевидно, рубидий,

т.к. его валентные электроны находятся дальше от ядра (и слабее удерживаются ядром).

Вывод. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к.

возрастает радиус атома, и валентные электроны слабее притягиваются к ядру.

Сравним свойства химических элементов VIIa группы: Cl …3s23p

5 и I …5s

25p

5.

Оба химических элемента – неметаллы, т.к. до завершения внешнего уровня не хватает

одного электрона. Эти атомы будут активно притягивать недостающий электрон. При

этом чем сильнее притягивает атом неметалла недостающий электрон, тем сильнее

проявляются его неметаллические свойства (способность принимать электроны).

Page 47: Самоучитель по химии

47

За счет чего происходит притяжение электрона? За счет положительного заряда ядра

атома. Кроме того, чем ближе электрон к ядру, тем сильнее их взаимное притяжение, тем

активнее неметалл.

В о п р о с. У какого элемента сильнее выражены неметаллические свойства: у хлора или

йода?

О т в е т. Очевидно, у хлора, т.к. его валентные электроны расположены ближе к ядру.

Вывод. Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз убывает, т.к. возрастает радиус

атома и ядру все труднее притянуть недостающие электроны.

Сравним свойства кремния и олова: Si …3s23p

2 и Sn …5s

25p

2.

На внешнем уровне обоих атомов по четыре электрона. Тем не менее эти элементы в

периодической системе находятся по разные стороны от линии, соединяющей бор и

астат. Поэтому у кремния, символ которого находится выше линии В–At, сильнее

проявляются неметаллические свойства. Напротив, у олова, символ которого находится

ниже линии В–At, сильнее проявляются металлические свойства. Это объясняется тем,

что в атоме олова четыре валентных электрона удалены от ядра. Поэтому присоединение

недостающих четырех электронов затруднено. В то же время отдача электронов с пятого

энергетического уровня происходит достаточно легко. Для кремния возможны оба

процесса, причем первый (прием электронов) преобладает.

Выводы по главе 3. Чем меньше внешних электронов в атоме и чем дальше они от ядра,

тем сильнее проявляются металлические свойства.

Чем больше внешних электронов в атоме и чем ближе они к ядру, тем сильнее

проявляются неметаллические свойства.

Основываясь на выводах, сформулированных в этой главе, для любого химического

элемента периодической системы можно составить «характеристику».

Алгоритм описания свойств

химического элемента по его положению

в периодической системе

1. Составить схему строения атома, т.е. определить состав ядра и распределение

электронов по энергетическим уровням и подуровням:

• определить общее число протонов, электронов и нейтронов в атоме (по порядковому

номеру и относительной атомной массе);

• определить число энергетических уровней (по номеру периода);

• определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы);

• указать число электронов на всех энергетических уровнях, кроме предпоследнего;

• рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.

Page 48: Самоучитель по химии

48

2. Определить число валентных электронов.

3. Определить, какие свойства – металла или неметалла – сильнее проявляются у данного

химического элемента.

4. Определить число отдаваемых (принимаемых) электронов.

5. Определить высшую и низшую степени окисления химического элемента.

6. Составить для этих степеней окисления химические формулы простейших соединений

с кислородом и водородом.

7. Определить характер оксида и составить уравнение его реакции с водой.

8. Для указанных в пункте 6 веществ составить уравнения характерных реакций (см.

главу 2).

Задание 3.11. По приведенной выше схеме составить описания атомов серы, селена,

кальция и стронция и свойства этих химических элементов. Какие общие свойства

проявляют их оксиды и гидроксиды?

Если вы выполнили упражнения 3.10 и 3.11, то легко заметить, что не только атомы

элементов одной подгруппы, но и их соединения имеют общие свойства и похожий

состав.

Периодический закон Д.И.Менделеева: свойства химических элементов, а также

свойства простых и сложных веществ, образованных ими, находятся в

периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Физический смысл периодического закона: свойства химических элементов

периодически повторяются потому, что периодически повторяются конфигурации

валентных электронов (распределение электронов внешнего и предпоследнего

уровней).

Так, у химических элементов одной и той же подгруппы одинаковое распределение

валентных электронов и, значит, похожие свойства.

Например, у химических элементов пятой группы пять валентных электронов. При этом в

атомах химических элементов главных подгрупп – все валентные электроны находятся на

внешнем уровне: … ns2np

3, где n – номер периода.

У атомов элементов побочных подгрупп на внешнем уровне находятся только 1 или 2

электрона, остальные – на d-подуровне предвнешнего уровня: … (n – 1)d3ns

2, где n –

номер периода.

Задание 3.12. Составьте краткие электронные формулы для атомов химических

элементов № 35 и 42, а затем составьте распределение электронов в этих атомах по

алгоритму. Убедитесь, что ваше предсказание сбылось.

Упражнения к главе 3

Page 49: Самоучитель по химии

49

1. Сформулируйте определения понятий «период», «группа», «подгруппа». Что общего у

химических элементов, которые составляют: а) период; б) группу; в) подгруппу?

2. Что такое изотопы? Какие свойства – физические или химические – совпадают у

изотопов? Почему?

3. Сформулируйте периодический закон Д.И.Менделеева. Поясните его физический

смысл и проиллюстрируйте примерами.

4. В чем проявляются металлические свойства химических элементов? Как они

изменяются в группе и в периоде? Почему?

5. В чем проявляются неметаллические свойства химических элементов? Как они

изменяются в группе и в периоде? Почему?

6. Составьте краткие электронные формулы химических элементов № 43, 51, 38.

Подтвердите свои предположения описанием строения атомов этих элементов по

приведенному выше алгоритму. Укажите свойства этих элементов.

7. По кратким электронным формулам

а) …4s24p

1;

б) …4d15s

2;

в) …3d54s

1

определите положение соответствующих химических элементов в периодической системе

Д.И.Менделеева. Назовите эти химические элементы. Свои предположения подтвердите

описанием строения атомов этих химических элементов по алгоритму. Укажите свойства

этих химических элементов.

Глава 4. Понятие о химической связи

В предыдущих главах данного пособия были обсуждения того, что вещество состоит из

молекул, а молекулы – из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему атомы,

составляющие молекулу, не разлетаются в разные стороны? Что удерживает атомы в

молекуле?

Их удерживает химическая связь.

Для того чтобы понять природу химической связи, достаточно вспомнить простой

физический опыт. Два шарика, висящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг

на друга. Но если придать одному шарику положительный заряд, а другому –

отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли сила притягивает атомы друг к

другу? Действительно, исследования показали, что химическая связь имеет

электрическую природу.

Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?

Page 50: Самоучитель по химии

50

При описании строения атомов было показано, что все атомы, за исключением атомов

благородных газов, стремятся присоединить или отдать электроны. Причина –

образование устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благородных

газов). При приеме или отдаче электронов возникают электрические заряды и, как

следствие, электростатическое взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь, т.е.

связь между ионами.

Ионы – это устойчивые заряженные частицы, которые образуются в результате

приема или отдачи электронов.

Например, в реакции участвует атом активного металла и активного неметалла:

Na + S ?

В этом процессе атом металла (натрия) отдает электроны:

а) Устойчива ли такая частица?

б) Сколько всего электронов осталось в атоме натрия?

в) Будет ли эта частица иметь заряд?

Таким образом, в этом процессе образовалась устойчивая частица (8 электронов на

внешнем уровне), которая имеет заряд, т.к. у ядра атома натрия заряд по-прежнему +11, а

оставшиеся электроны имеют суммарный заряд –10. Поэтому заряд иона натрия +1.

Кратко запись этого процесса выглядит так:

Что происходит с атомом серы? Этот атом принимает электроны до завершения внешнего

уровня:

Простой подсчет показывает, что эта частица имеет заряд:

Кратко:

Page 51: Самоучитель по химии

51

Разноименно заряженные ионы притягиваются, в результате чего возникает ионная связь

и «ионная молекула»:

Существуют и другие способы образования ионов, о которых будет сказано в главе 6.

Формально сульфиду натрия приписывают именно такой состав молекулы, хотя

вещество, состоящее из ионов, имеет приблизительно следующее строение (рис. 1):

Рис. 1.

Схема строения вещества,

имеющего условную «ионную молекулу»

Таким образом, вещества, состоящие из ионов, не содержат отдельных молекул! В этом

случае можно говорить лишь об условной «ионной молекуле».

Задание 4.1. Покажите, как происходит переход электронов при возникновении ионной

связи между атомами:

а) кальция и хлора;

б) алюминия и кислорода.

П о м н и т е! Атом металла отдает внешние электроны; атом неметалла принимает

недостающие электроны.

Вывод. Ионная связь по описанному выше механизму образуется между атомами

активных металлов и активных неметаллов.

Исследования, однако, показывают, что полный переход электронов от одного атома к

другому происходит далеко не всегда. Очень часто химическая связь образуется не при

отдаче-приеме электронов, а в результате образования общих электронных пар*. Такая

связь называется ковалентной.

Ковалентная связь возникает за счет образования общих электронных пар. Этот вид

связи образуется, например, между атомами неметаллов. Так, известно, что молекула

азота состоит из двух атомов – N2. Как возникает ковалентная связь между этими

атомами? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо рассмотреть строение атома азота:

Page 52: Самоучитель по химии

52

В о п р о с. Сколько электронов не хватает до завершения внешнего уровня?

О т в е т. Не хватает трех электронов. Поэтому, обозначив каждый электрон внешнего

уровня точкой, получим:

В о п р о с. Почему три электрона обозначены одиночными точками?

О т в е т. Дело в том, что мы хотим показать образование общих пар электронов. А пара –

это два электрона. Такая пара возникает, в частности, если каждый атом предоставит по

одному электрону для образования пары. Атому азота не хватает трех электронов до

завершения внешнего уровня. Значит, он должен «приготовить» три одиночных

электрона для образования будущих пар (рис. 2).

Рис. 2.

Схема образования молекулы азота

из двух атомов азота

Получена электронная формула молекулы азота, которая показывает, что у каждого атома

азота имеется теперь восемь электронов (шесть из них обведены в овал плюс по 2

электрона своих); между атомами возникли три общие пары электронов (место

пересечения кружков).

Каждая пара электронов соответствует одной ковалентной связи. Сколько

ковалентных связей возникло? Три. Каждую связь (каждую общую пару электронов)

покажем при помощи черточки (валентный штрих):

Все эти формулы не дают, однако, ответа на вопрос: что же связывает атомы при

образовании ковалентной связи? Электронная формула показывает, что общая пара

электронов располагается между атомами. В этой области пространства возникает

избыточный отрицательный заряд. А ядра атомов, как известно, имеют положительный

заряд. Таким образом, ядра обоих атомов притягиваются к общему отрицательному

заряду, который возник благодаря общим электронным парам (точнее, пересечению

электронных облаков) (рис. 3).

Page 53: Самоучитель по химии

53

Рис. 3.

Схема образования молекулы из двух атомов

Может ли возникнуть такая связь между разными атомами? Может. Пусть атом азота

взаимодействует с атомами водорода:

Строение атома водорода показывает, что атом имеет один электрон. Сколько таких

атомов нужно взять, чтобы атом азота «получил желаемое» – три электрона? Очевидно,

три атома водорода

(рис. 4):

Рис. 4.

Схема образования молекулы аммиака NH3

из атома азота и трех атомов водорода

Крестиком на рис. 4 обозначены электроны атома водорода. Электронная формула

молекулы аммиака показывает, что у атома азота стало восемь электронов, а у каждого

атома водорода получилось по два электрона (а больше на первом энергетическом уровне

и быть не может).

Графическая формула показывает, что атом азота имеет валентность три (три черточки,

или три валентных штриха), а каждый атом водорода – валентность один (по одной

черточке).

Хотя в состав обеих молекул N2 и NН3 входит один и тот же атом азота, химические связи

между атомами отличаются друг от друга. В молекуле азота N2 химические связи

образуют одинаковые атомы, поэтому общие пары электронов находятся посередине

между атомами. Атомы сохраняют нейтральный характер. Такая химическая связь

называется неполярной.

Page 54: Самоучитель по химии

54

В молекуле аммиака NH3 химическую связь образуют разные атомы. Поэтому один из

атомов (в данном случае – атом азота) сильнее притягивает общую пару электронов.

Общие пары электронов смещаются в сторону атома азота, и на нем возникает небольшой

отрицательный заряд, а на атоме водорода – положительный, возникли полюса

электричества – связь полярная (рис. 5).

Рис. 5.

Схема строения полярной

ковалентной связи в молекуле аммиака NH3

Большинство веществ, построенных при помощи ковалентной связи, состоят из

отдельных молекул (рис. 6).

Рис. 6.

Схемы молекул веществ

с ковалентными связями

Из рис. 6 видно, что между атомами химические связи есть, а между молекулами они

отсутствуют или незначительны.

Тип химической связи влияет на свойства вещества, на его поведение в растворах. Так,

чем больше, значительнее притяжение между частицами, тем труднее их оторвать друг от

друга и сложнее перевести твердое вещество в газообразное или жидкое состояние.

Попробуйте определить на схеме, приведенной ниже, между какими частицами силы

взаимодействия больше и какая химическая связь при этом образуется (рис. 7).

Page 55: Самоучитель по химии

55

Рис. 7.

Схемы строения веществ,

образованных различными частицами

Если вы внимательно прочитали главу, ответ у вас будет следующим: максимальное

взаимодействие между частицами осуществляется в случае I (ионная связь). Поэтому все

такие вещества – твердые. Наименьшее взаимодействие между незаряженными

частицами (случай III – неполярная ковалентная связь). Такие вещества чаще всего газы.

Задание 4.2. Определите, какая химическая связь осуществляется между атомами в

веществах: NаСl, НСl, Сl2, АlСl3, Н2О. Дайте пояснения.

Задание 4.3. Составьте электронные и графические формулы для тех веществ из задания

4.2, в которых вы определили наличие ковалентной связи. Для ионной связи составьте

схемы перехода электронов.

Глава 5. Растворы

Нет на Земле человека, который не видел бы растворов. А что это такое?

Раствор – это однородная смесь из двух или более компонентов (составных частей

или веществ).

Что такое однородная смесь? Однородность смеси предполагает, что между

составляющими ее веществами отсутствует поверхность раздела. В этом случае

невозможно, по крайней мере визуально, определить, сколько веществ образовало

данную смесь. Например, глядя на водопроводную воду в стакане, трудно предположить,

что в ней, кроме молекул воды, содержится еще добрый десяток ионов и молекул (О2,

СО2, Са2+

и др.). И никакой микроскоп не поможет увидеть эти частицы.

Но отсутствие поверхности раздела – не единственный признак однородности.

В однородной смеси состав смеси в любой точке одинаков. Поэтому для получения

раствора нужно тщательно перемешать образующие его компоненты (вещества).

Растворы могут иметь разное агрегатное состояние:

• газообразные растворы (например, воздух – смесь газов О2, N2, СО2, Аr);

• жидкие растворы (например, одеколон, сироп, рассол);

• твердые растворы (например, сплавы).

Одно из веществ, которые образуют раствор, называется растворителем. Растворитель

имеет то же агрегатное состояние, что и раствор. Так, для жидких растворов – это

жидкость: вода, масло, бензин и т.д. Чаще всего на практике применяются водные

растворы. О них и пойдет речь далее (если не будет сделана соответствующая оговорка).

Что происходит при растворении различных веществ в воде? Почему одни вещества

Page 56: Самоучитель по химии

56

хорошо растворяются в воде, а другие – плохо? От чего зависит растворимость –

способность вещества растворяться в воде?

Представим себе, что в стакан с теплой водой положили кусочек сахара. Полежал он,

уменьшился в размерах и... исчез. Куда? Неужели нарушается закон сохранения вещества

(его массы, энергии)? Нет. Сделайте глоток полученного раствора, и вы убедитесь, что

вода сладкая, сахар не исчез. Но почему его не видно?

Дело в том, что в ходе растворения происходит дробление (измельчение) вещества.

В данном случае кусочек сахара распался на молекулы, а их мы видеть не можем. Да, но

почему сахар, лежащий на столе, не распадается на молекулы? Почему кусочек

маргарина, опущенный в воду, тоже никуда не исчезает? А потому, что дробление

растворяемого вещества происходит под действием растворителя, например воды.

Но растворитель сможет «растащить» кристалл, твердое вещество на молекулы, если

сумеет «уцепиться» за эти частицы. Другими словами, при растворении вещества должно

быть взаимодействие между веществом и растворителем.

Когда возможно такое взаимодействие? Только в том случае, когда строение веществ (и

растворяемого, и растворителя) похоже, подобно. Издавна известно правило алхимиков:

«подобное растворяется в подобном». В наших примерах молекулы сахара полярны и

между ними и полярными молекулами воды существуют определенные силы

взаимодействия. Такие силы отсутствуют между неполярными молекулами жира и

полярными молекулами воды. Поэтому жиры в воде не растворяются. Таким образом,

растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя.

В результате взаимодействия между растворяемым веществом и водой образуются

соединения – гидраты. Это могут быть очень прочные соединения:

Такие соединения существуют как индивидуальные вещества: основания,

кислородсодержащие кислоты. Естественно, при образовании этих соединений

возникают прочные химические связи, выделяется теплота. Так при растворении СаО

(негашеная известь) в воде выделяется так много теплоты, что смесь закипает.

Но почему при растворении сахара или соли в воде полученный раствор не нагревается?

Во-первых, далеко не все гидраты так прочны, как серная кислота или гидроксид кальция.

Существуют гидраты солей (кристаллогидраты), которые легко разлагаются при

нагревании:

Во-вторых, при растворении, как уже упоминалось, идет процесс дробления. А на это

Page 57: Самоучитель по химии

57

затрачивается энергия, поглощается теплота.

Поскольку оба процесса происходят одновременно, раствор может нагреваться или

охлаждаться, в зависимости от того, какой процесс преобладает.

Задание 5.1. Определите, какой процесс – дробление или гидратация – преобладает в

каждом случае:

а) при растворении серной кислоты в воде, если раствор нагрелся;

б) при растворении нитрата аммония в воде, если раствор охладился;

в) при растворении поваренной соли в воде, если температура раствора практически не

изменилась.

Поскольку при растворении изменяется температура раствора, естественно

предположить, что растворимость зависит от температуры. Действительно,

растворимость большинства твердых веществ увеличивается при нагревании.

Растворимость газов при нагревании уменьшается. Поэтому твердые вещества обычно

растворяют в теплой или горячей воде, а газированные напитки хранят на холоде.

Растворимость (способность растворяться) веществ не зависит от измельчения

вещества или интенсивности перемешивания. Но, повышая температуру, измельчая

вещество, перемешивая готовый раствор, можно ускорить процесс растворения. Изменяя

условия получения раствора, можно получать растворы разных составов. Естественно,

существует предел, достигнув который, легко обнаружить, что вещество больше не

растворяется в воде. Такой раствор называется насыщенным. Для хорошо растворимых

веществ насыщенный раствор будет содержать много растворенного вещества. Так,

насыщенный раствор KNO3 при 100 °С содержит 245 г соли на 100 г воды (в 345 г

раствора), это концентрированный раствор. Насыщенные растворы плохо растворимых

веществ содержат ничтожные массы растворенных соединений. Так, насыщенный

раствор хлорида серебра содержит 0,15 мг AgCl в 100 г воды. Это очень разбавленный

раствор.

Таким образом, если раствор содержит много растворенного вещества по отношению к

растворителю, он называется концентрированным, если вещества мало – разбавленным.

Очень часто от состава раствора зависят его свойства, а значит, и применение.

Так, разбавленный раствор уксусной кислоты (столовый уксус) используют как вкусовую

приправу, а концентрированный раствор этой кислоты (уксусная эссенция при приеме

внутрь) может вызвать смертельный ожог.

Для того чтобы отразить количественный состав растворов, используют величину,

называемую массовой долей растворенного вещества :

где m(в-ва) – масса растворенного вещества в растворе; m(р-ра) – общая масса раствора,

содержащая растворенное вещество и растворитель.

Page 58: Самоучитель по химии

58

Так, если 100 г уксуса содержат 6 г уксусной кислоты, то речь идет о 6%-м растворе

уксусной кислоты (это столовый уксус). Способы решения задач с использованием

понятия массовой доли растворенного вещества будут рассмотрены в главе 8.

Выводы по главе 5. Растворы – это однородные смеси, состоящие не менее чем из двух

веществ, одно их которых называется растворитель, другое – растворенное вещество. При

растворении происходит взаимодействие этого вещества с растворителем, благодаря чему

растворяемое вещество измельчается. Состав раствора выражают при помощи массовой

доли растворенного вещества в растворе.

* Эти электронные пары возникают в месте пересечения электронных облаков.

Глава 6. Электролитическая диссоциация

Всем известно, что металлы проводят электрический ток. А проводят ли электрический

ток растворы? Если бы мы попытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то

убедились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор поваренной

соли проводит. Почему? Может быть, исходные веществавода или сухой хлорид

натрияэлектропроводны? Но тот же опыт показываетэти вещества, каждое само по себе,

электрический ток не проводят.

Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и понять смысл явления, необходимо

ответить на вопрос: почему вообще некоторые вещества, например металлы, проводят

электрический ток? Это происходит потому, что в металлах имеются «свободные»

заряженные частицыэлектроны. С направленным движением этих заряженных частиц

связана электропроводность металлов. Таким образом, если раствор NаСl проводит

электрический ток, то, значит, в этом растворе тоже образуются какие-то заряженные

частицы. Если раствор сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе сахара

заряженных частиц не образуется. Исходя из этого такие вещества называют:

NаСlэлектролит, сахарнеэлектролит.

Электролитыэто вещества, растворы (и расплавы) которых проводят

электрический ток.

Теперь нам осталось выяснить: откуда в растворе NаСl появились заряженные частицы?

Вспомните, какой тип химической связи имеется в кристалле поваренной соли? Ионная

связь! То есть связь между заряженными частицамиионами. Значит, хлорид натрия

состоит из разноименно заряженных частиц! Но почему тогда сухой хлорид натрия не

проводит электрический ток? Потому что между ионами в кристалле существуют

достаточно сильные электростатические взаимодействия. А в воде? Посмотрите на рис. 1:

Какая связь между атомами Н–О?

Page 59: Самоучитель по химии

59

Рис. 1.

Взаимодействие диполей воды

с кристаллом поваренной соли

Между ионами соли и молекулами воды возникают довольно значительные силы

электростатического взаимодействия. В результате молекулы воды «растаскивают»

кристалл на «кусочки» (ионы). Будут ли возникать такие взаимодействия в следующих

случаях (рис. 2):

Рис. 2.

Варианты взаимодействия веществ

с растворителями

Очевидно, нет! В обоих случаях или растворитель (случай I), или вещество (случай II)

неполярны, и взаимодействия, притяжение частиц друг к другу, ничтожны.

В ы в о д. Взаимодействие между веществом и растворителем возможно, если и вещество,

и растворитель имеют достаточно полярные связи.

Следствием такого взаимодействия является диссоциацияраспад вещества на ионы. При

этом образуются положительно заряженные ионыкатионы и отрицательно заряженные

ионыанионы.

Электролитическая диссоциацияпроцесс распада электролитов на ионы под

действием полярных молекул растворителя (чаще всего воды).

Задание 6.1. Будут ли проводить электрический ток:

а) раствор НСl в воде;

б) раствор NаСl в бензине;

в) раствор азота в воде;

г) концентрированная серная кислота?

Page 60: Самоучитель по химии

60

Дайте пояснения.

Итак, еще раз повторим: вещества, способные в растворах или расплавах распадаться на

ионы и, как следствие, проводить в этом состоянии электрический ток, называются

электролитами.

Среди неорганических веществ к электролитам относят:

– основания;

– кислоты;

– соли.

Проверяя электропроводность растворов электролитов одного класса, например кислот,

можно заметить, что в одном случае лампочка горит ярко, в другомеле светится. Если

принять во внимание, что концентрация веществ в растворах одинакова, как можно

объяснить наблюдения?

Объяснение однов первом случае образуется большее число ионов (заряженных

частиц), во второмменьшее, т.е. в первом случае электролитическая диссоциация идет в

значительной степени. Такие электролиты называются сильными, в их растворах много

ионов и почти нет (а иногда и совсем нет) молекул.

К сильным электролитам относятся:

– почти все соли;

– кислоты: НСl, НВr, НI, НNО3, Н2SО4, HClO4 и др.;

– щелочи (кроме NН4ОН).

В растворах слабых электролитов много молекул вещества и мало ионов;

электролитическая диссоциация идет не полностью.

К слабым электролитам относятся:

– вода;

– кислоты: Н2СО3, Н2S, Н2SiО3, НNО2 и др.;

– NН4ОН и нерастворимые основания.

Фосфорная и сернистая кислотыэлектролиты средней силы.

Задание 6.2. Выучите наизусть формулы сильных и слабых электролитов. Вспомните их

названия.

Как же происходит электролитическая диссоциация?

Page 61: Самоучитель по химии

61

снования диссоциируют на катион металла (или аммония NH4+) и анион ОН

–:

NaOH Na+ + OH

–,

Ca(OH)2 Ca2+

+ 2OH–.

П о м н и т е! 1) Заряд иона совпадает по величине с валентностью данного атома (группы

атомов).

2) Число катионов и анионов может быть различным, но суммарный положительный

заряд катионов равен суммарному отрицательному заряду анионов. Раствор остается

электронейтральным!

Задание 6.3. Составьте уравнения диссоциации гидроксида калия, гидроксида аммония,

гидроксида бария.

Кислоты диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка:

НNO3 H+ + NO3

–,

H2SO3 2H+ + SO3

2–.

Задание 6.4. Составьте уравнения диссоциации соляной, серной, фосфорной кислот.

Для многоосновных кислот диссоциация может происходить ступенчато. Это означает,

что на каждой стадии отщепляется только один ион водорода. Например:

I ступень: H2SO4 H+ + HSO4

–,

II ступень: HSO4– H

+ + SO4

2–.

Задание 6.5. Составьте уравнения ступенчатой (постадийной) диссоциации фосфорной

кислоты.

Соли диссоциируют на катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка. При

составлении таких уравнений следует учитывать вышеизложенные правила (см.

«Помните!»):

Проверьте: 2•(3+) + 3•(2–) = (6+) + (6–) = 0.

В ы в о д. Для составления уравнений электролитической диссоциации:

• составьте химическую формулу соединения, укажите валентность составных частей;

• укажите число образовавшихся ионов (по индексам):

Page 62: Самоучитель по химии

62

• укажите заряды ионов (по валентностям):

Задание 6.6. Составьте уравнения электролитической диссоциации нитрата хрома(III),

карбоната натрия, сульфида калия, сульфата железа(III), сульфата железа(II).

Из вышеизложенного следует, что в растворах большинства неорганических веществ

наряду с молекулами находится значительное число ионов. В таком случае уравнения

реакций, которые показывают состав молекул реагирующих веществ, весьма условны.

Более точно отражают состав реагирующих частиц ионно-молекулярные уравнения.

Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение реакции, нужно записать в виде

ионов химические формулы сильных и одновременно растворимых электролитов. Состав

всех остальных веществ изображается в виде молекул.

Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений

1) Определить силу реагирующих электролитов:

2) Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости):

3) Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов,

остальные формулы не изменять!

H2S + Cu2+

+ 2NO3– = CuS + 2H

+ + 2NO3

4) Одинаковые ионы «вычеркнуть», т.к. они не участвуют в реакции (не изменили ни

состава, ни заряда). Получаем краткое ионно-молекулярное уравнение:

H2S + Cu2+

= CuS + 2H+.

Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:

– что реакция возможна;

– что в результате реакции образуется осадок (СuS; в других случаяхгаз или слабый

Page 63: Самоучитель по химии

63

электролит или ион нового состава);

– какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе.

Например, для того, чтобы осуществить процесс

H2S + Cu2+

= CuS + 2H+,

вместо нитрата меди можно взять любую другую растворимую соль меди(II), т.к. она при

электролитической диссоциации посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не

участвует:

H2S + CuSO4 … ,

H2S + CuCl2 … .

Задание 6.7. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакции для процессов,

указанных выше, и убедитесь, что краткие ионно-молекулярные уравнения у них

одинаковые.

При составлении ионно-молекулярных уравнений может получиться так, что все частицы

будут вычеркнуты, т.к. не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что

реакция в растворе не идет. В принципе можно заранее предсказать возможность такого

процесса. Реакция ионного обмена в растворе возможна, если происходит связывание

ионов, т.е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового состава.

Задание 6.8. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций:

а) фосфат натрия + хлорид кальция;

б) карбонат бария + азотная кислота;

в) гидроксид железа(III) + серная кислота;

г) сульфат аммония + гидроксид калия;

д) нитрат алюминия + хлорид натрия.

Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите признаки возможных

процессов (осадок, газ, слабый электролит).

6.1. Понятие о рН (водородном показателе)

Водаочень слабый электролит: при обычных условиях лишь одна молекула воды из 10

000 000 распадается на ионы:

Н2О Н+ + ОН

–.

Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль молекул воды образуется 1 моль

ионов водорода Н+ и 1 моль гидроксид-анионов ОН

–. Другими словами, в чистой воде

Page 64: Самоучитель по химии

64

концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-анионов:

[Н+] = [OH

–] = 10

–7 моль/л,

где [Н+]концентрация ионов водорода, моль/л; [OH

–] – концентрация гидроксид-анионов,

моль/л. Такой раствор (среда) называется «нейтральный».

Расчеты показывают, что произведение концентраций этих ионов есть величина

постоянная:

[Н+]•[OH

–] = const = 10

–14.

Поэтому уменьшение концентрации ионов водорода влечет за собой увеличение

концентрации гидроксид-анионов, и наоборот.

Пусть, например, к чистой воде добавили кислоту, т.е. увеличили концентрацию ионов

водорода. Теперь эта концентрация составит, например: 10–6

моль/л или 10–2

моль/л.

Такая среда (раствор) называется «кислая», или «кислотная».

Характер средыкислый, нейтральныйможно оценить количественно при помощи рН («пэ-

аш»).

Водородный показатель рН равен логарифму концентрации ионов водорода, взятому с

обратным знаком:

рН = –lg[H+].

Для нейтральной среды:

Для кислой среды:

т.е. рН < 7.

Причем в первом случае (рН = 6) среда считается слабокислой, а во втором (рН =

2)сильнокислой. Значение рН можно измерять и с большей точностью (например, рН =

5,36).

Теперь предположим, что к чистой воде была добавлена щелочь, т. е. увеличена

концентрация ионов ОН–. Пусть эта концентрация составит 10

–5 моль/л или 10

–3 моль/л.

Помня, что [OH–]•[H

+] = 10

–14, имеем:

Page 65: Самоучитель по химии

65

[H+] = = 10

–9, рН = 9;

[H+] = = 10

–11, рН = 11, т. е. рН > 7.

П о м н и т е!

рН = 7среда нейтральная,

рН < 7среда кислая,

рН > 7среда щелочная.

Задание 6.9. Определите характер среды, т.е. ее рН, если:

а) [Н+] равна (в моль/л): 0,01; 10

–8; 10

–4;

б) [ОН–] равна (в моль/л): 10

–9; 10

–1; 0,001.

В о п р о с. Как можно определить реакцию среды опытным путем?

О т в е т. Реакцию среды можно определить с помощью специальных реактивов,

называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации

ионов водорода. Наиболее часто используемым индикатором является лакмус, который в

щелочной среде приобретает синюю окраску, а в кислойкрасную.

Задание 6.10. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус, если:

а) рН < 7;

б) [Н+] = 10

–4 моль/л;

в) в растворе есть избыток ОН–;

г) рН = 7;

д) [ОН–] = 10

–8 моль/л;

е) в растворе есть НNО3;

ж) [ОН–] = 0,1 моль/л.

6.2. Гидролиз солей

Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лакмуса в растворе серной

кислоты, гидроксида натрия, сульфата натрия, карбоната натрия? В первых двух случаях

можно уверенно сказать «да», т.к. при диссоциации образуются ионы водорода или

Page 66: Самоучитель по химии

66

гидроксид-анионы:

H2SO4 2H+ + ,

NaOH 2Na+ + OH

–.

А индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н+ или ОН

–. Но при диссоциации

упомянутых солей ионы Н+ и ОН

– не образуются:

Na2SO4 2Na+ + ,

Na2CO3 2Na+ + .

Тем не менее раствор карбоната натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата нат-

риянет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната натрия вступают в какую-

то реакцию с молекулами воды, ведь только из молекулы воды может образоваться

избыток Н+ или ОН

–.

Гидролиз солейэто процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в

результате чего изменяется рН раствора.

Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предположим, что оба. Тогда в растворе

происходят процессы:

Na+ + HOH NaOH + H

+, (А)

+ HOH + OH–. (Б)

Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый электролит» и ответьте на вопрос:

какой из этих процессов (А или Б) невозможен в растворе?

Очевидно, невозможен процесс (А), т.к. молекул сильного электролита NаОН в растворе

нет, есть только ионы Na+ и ОН

–.

Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионно-молекулярное уравнение

гидролиза карбоната натрия выглядит так:

рН > 7, среда щелочная, лакмус синий.

И действительно, лакмус становится синим в растворе карбоната натрия. Почему именно

карбонат-анион вступает в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий

слабому электролиту, и в результате его взаимодействия с водой образуется слабый

электролит (вспомните условия протекания ионных процессов).

В ы в о д. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток слабого электролита.

Page 67: Самоучитель по химии

67

Например:

гидролиз не идет, т.к.

соль образована

двумя сильными

электролитами;

гидролиз происходит,

т.к. в состав соли

входит остаток

слабого электролита

HNO2;

гидролиз происходит,

т.к. в состав соли

входит остаток

слабого электролита

Al(OH)3.

Задание 6.11. Определите, происходит ли гидролиз в растворах хлорида железа(III),

силиката натрия, нитрата калия. Ответ поясните.

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

1. Определить, какие электролиты образуют соль, отметить их силу:

2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть ион, соответствующий слабому

электролиту:

CrCl3 Cr3+

+ 3Cl–.

3. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции взаимодействия с

молекулой воды (уравнение гидролиза):

а) Из молекулы воды притягивается противоположно заряженный ион, в данном случае

ОН–;

Page 68: Самоучитель по химии

68

б) сумма зарядов до и после реакции равна: (3+) = (2+) + (1+).

4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе: в данном случае образовались

ионы Н+ – значит, среда кислая, рН < 7.

Задание 6.12. Составить уравнения реакций гидролиза для сульфата алюминия, силиката

калия, хлорида натрия, нитрата меди(II), сульфида калия.

Задание 6.13. Как при помощи лакмуса различить бесцветные растворы солей: нитрата

свинца(II), сульфата калия, сульфида натрия?

Упражнения к главе 6

1. По каким признакам вещества делят на электролиты и неэлектролиты; сильные и

слабые электролиты? Приведите примеры веществ каждого типа.

2. Какие вещества относятся к кислотам? Какие ионы характерны для растворов любых

кислот? Ответ подтвердить, составив уравнения электролитической диссоциации серной,

фосфорной и азотной кислот.

3. Какие вещества относятся к щелочам? Какие ионы характерны для растворов всех

щелочей? Ответ подтвердить, составив уравнения электролитической диссоциации

гидроксидов калия, кальция и аммония.

4. Какие вещества относятся к солям? Существуют ли ионы, которые характерны для

растворов любых солей? Ответ подтвердить, составив уравнения электролитической

диссоциации карбоната натрия, нитрата аммония, хлорида бария, сульфата железа (III).

5. Одинаковый ли цвет приобретет лакмус, если его добавить к растворам:

– перечисленных в задании 2 кислот;

– перечисленных в задании 3 щелочей;

– перечисленных в задании 4 солей?

Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых уравнений реакций.

6. Какие признаки помогают установить, что реакция ионного обмена возможна (идет до

конца)? Ответ подтвердить, составив уравнения следующих процессов:

а) гидроксид бария + хлорид аммония ... ;

б) нитрат алюминия + гидроксид калия ... ;

в) карбонат кальция + азотная кислота ... ;

г) сульфат меди + фосфат натрия ... ;

Page 69: Самоучитель по химии

69

д) хлорид железа(II) + нитрат натрия ... .

7. По кратким ионно-молекулярным уравнениям составить молекулярные уравнения

реакций:

а) Cu2+

+ 2OH– Cu(OH)2;

б) Fe(OH)3 + 3H+ Fe

3+ + 3H2O;

в) 3Mg2+

+ 2 Mg3(PO4)2;

г) H+ + OH

– H2O.

Какой из предложенных процессов соответствует реакции нейтрализации?

8. Какие из перечисленных ниже веществ, попадая в воду, изменяют окраску индикатора:

сернистый газ, аммиак, натрий, сульфат цинка, поваренная соль, негашеная известь,

стиральная сода, железо. Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых

уравнений реакций.

Глава 7.

Понятие об окислительно-

восстановительных реакциях

При изучении строения атома, описании свойств некоторых элементов, химической связи

неоднократно упоминалось о том, что атомы принимают или отдают электроны.

Очевидно, существуют химические реакции, в ходе которых одни атомы отдают

электроны, а другие их принимают.

Процесс отдачи электронов называется окислением, а процесс приема электронов –

восстановлением. Оба процесса происходят одновременно. Процессы окисления и

восстановления, протекающие одновременно, называются окислительно-

восстановительными реакциями. При этом атом, отдающий электроны, называется

восстановителем, а атом, принимающий электроны, – окислителем. (Такие атомы

могут быть нейтральными, в виде радикалов или ионов.)

Что же происходит с такими атомами? Пусть атом меди в каком-то процессе отдаст два

электрона:

Если эта реакция происходит в растворе, то можно увидеть, как желто-красный металл

медь уменьшится в размерах, а раствор приобретает голубую окраску, характерную для

ионов меди. Очевидно, что свойства исходного простого вещества, состоящего из атомов,

и полученных ионов – различны.

Page 70: Самоучитель по химии

70

Этот же процесс может происходить и при окислении меди кислородом:

Но ионов здесь не образуется, хотя признак реакции (изменение цвета) налицо. В таких

случаях изменение состояния окисленности обозначают при помощи степени окисления.

Так, атому кислорода, который для завершения внешнего энергетического (электронного)

уровня должен присоединить 2 электрона, почти во всех соединениях приписывают

степень окисления –2. Поскольку молекула СuО электронейтральна – атом меди

приобретает степень окисления +2:

З а м е т ь т е ! Заряд иона записывается cбоку; сначала число, потом заряд (причем цифра

1 не пишется):

Сu2+

.

Степень окисления записывают над символом элемента; сначала заряд, потом число

(причем пишется не только цифра 1, но может быть даже дробное число):

Такой формой записи подчеркивают различие этих понятий.

Заряд иона – реальный заряд реальной, устойчивой частицы, которая входит в состав

твердых веществ, определяет свойства некоторых растворов и т.д.

Степень окисления – условный заряд воображаемого иона; этот заряд рассчитывается

исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов (а это чаще всего не

так). Степень окисления можно определить исходя из строения атома данного

химического элемента.

Рассчитаем, например, степени окисления элементов в химической формуле серной

кислоты. Степень окисления кислорода равна –2, а водорода +1 (т.к. он может отдать

только один электрон):

Суммарный заряд двух атомов водорода равен +2, а четырех атомов кислорода: 4•(–2) = –

8.

Для того чтобы молекула была электронейтральна, не хватает положительных зарядов,

следовательно, степень окисления серы в серной кислоте равна +6. (Такого иона серы

Page 71: Самоучитель по химии

71

вообще не существует!)

При расчете степеней окисления следует руководствоваться следующими п р а в и л а м

и:

1. Степень окисления атомов химических элементов в простом веществе равна нулю:

2. Степени окисления атомов металлов в соединениях всегда положительны и равны их

валентности:

3. Степени окисления постоянны у F – –1, у Н – +1 (кроме гидридов – ), у О – –2

(кроме ).

4. Степени окисления химических элементов в кислотном остатке соли такие же, как в

соответствующей кислоте:

5. Алгебраическая сумма степеней окисления в любом соединении равна нулю.

Задание 7.1. Расставьте степени окисления химических элементов в соединениях:

N2O, HNO3, N2, Cu(NO3)2, NH3, NH4OH.

Если вы испытываете затруднения при расстановке степеней окисления, рекомендуется

составлять простейшие математические уравнения. Например, требуется установить

степени окисления химических элементов в соединении K2Cr2O7.

В соответствии с приведенными выше правилами расставляем известные степени

окисления, а неизвестные обозначены х:

Суммируя степени окисления, получаем математическое уравнение, которое решается

относительно «х»:

+2 + 2х – 14 = 0,

2х = 12,

Page 72: Самоучитель по химии

72

х = 6.

Таким образом, степень окисления атома хрома в этом соединении равна +6.

Определив степени окисления элементов в уравнении реакции, можно определить, какой

атом является окислителем, какой – восстановителем:

Задание 7.2. Определите окислитель и восстановитель в схеме реакций:

Al + H2SO4 —> Al2(SO4)3 + S + H2O,

NH3 + O2 —> NO + H2O.

Из приведенных примеров видно, что число электронов, принятых окислителем, может

отличаться от числа электронов, отданных восстановителем. Но этого быть не должно (!),

т.к. при этом нарушается закон сохранения материи. Число отданных электронов должно

равняться числу принятых электронов. А для этого следует изменить число атомов

окислителя и восстановителя, поставив соответствующие коэффициенты. Например, в

случае взаимодействия меди с азотной кислотой:

Коэффициенты 3 и 2 означают, что три атома меди отдают шесть электронов, а два атома

азота принимают шесть электронов:

Или в краткой форме:

Теперь осуществлен баланс (равенство) электронов, поэтому именно эти коэффициенты

из электронного баланса (3 и 2) должны быть в уравнении реакции:

Page 73: Самоучитель по химии

73

Но теперь не осуществляется баланс по азоту! Где же допущена ошибка? Дело в том, что

в электронном балансе учитываются только электронные процессы окисления и

восстановления, т.е. учитываются только те атомы, которые меняют степени окисления, а

часть атомов не изменила ее:

Отсюда правило: коэффициенты электронного баланса ставят только к тем атомам,

которые с данной степенью окисления встречаются в химическом уравнении один раз.

Исправим ошибку и уравняем атомы остальных элементов:

Проверим по кислороду:

до реакции: 8•3 = 24 атома,

после реакции: 3•3•2 + 2 + 4 = 24 атома.

Правила расстановки коэффициентов

методом электронного баланса

1. Расставить степени окисления.

2. Выписать элементы, изменившие степени окисления, указав число отданных и

принятых электронов. Определить окислитель и восстановитель.

3. Поставить дополнительные коэффициенты, уравняв число отданных и принятых

электронов.

4. Проверить эти коэффициенты: они должны соответствовать числу атомов данного

элемента в молекуле. Например, если дополнительный коэффициент нечетный, а в

молекуле четное число атомов (например, Сl2), то оба дополнительных коэффициента

удваиваются.

5. Проверенные коэффициенты переносят в уравнение к тем атомам, которые с данной

степенью окисления встречаются в уравнении один раз.

6. Уравнивают атомы металлов; неметаллов; водорода.

7. Проверяют по кислороду.

Рассмотрим эти правила на примере. Требуется расставить коэффициенты в схеме

Page 74: Самоучитель по химии

74

реакции:

KMnO4 + HCl —> Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O.

Выполняем пп. 1–3 правил:

Поскольку число атомов хлора в молекуле четное (2), а коэффициент к хлору нечетный

(5), удвоим оба дополнительных коэффициента (в соответствии с п. 4):

Согласно п. 5, переносим коэффициенты к атомам марганца и хлора (кроме , которые

встречаются в уравнении реакции три раза):

Обратите внимание, что перед молекулой хлора поставлен коэффициент 5, а не 10, т.к.

нужно считать атомы хлора: 5•2 = 10 атомов.

Уравняем остальные атомы:

2KMnО4 + 16НСl = 5Сl2 + 2MnСl2 + 2KСl + 8Н2O.

Атомы кислорода до и после реакции пересчитайте самостоятельно.

Задание 7.3. Уравнять методом электронного баланса:

Zn + HNO3 —> Zn(NO3)2 + N2O + H2O,

Al + H2SO4 —> Al2(SO4)3 + H2S + H2O,

KMnO4 + H2SO3 —> K2SO4 + H2SO4 + MnSO4 + H2O.

Глава 8.

Расчеты по химическим формулам и

Page 75: Самоучитель по химии

75

уравнениям

Задачи по химии являются превосходной «гимнастикой» для ума, поскольку позволяют

ученику развивать логическое мышление, составлять и реализовывать план решения

задачи, а параллельно повторять те или иные разделы химической науки. Все задачи,

которые предлагаются для решения, можно разделить на две группы:

• задачи, которые решаются по стандартной формуле;

• задачи, которые решаются по уравнению реакции.

Рассмотрим сначала основные расчетные понятия.

8.1. Основные расчетные понятия

Как известно, количества реагирующих простых и сложных веществ и смесей обычно

измеряют в граммах, литрах, миллилитрах. Данные в этих случаях записывают так:

m(NаС1) = 5 г,

V(р-ра) = 10 мл,

V(СO2) = 50 л

и т.д.

Однако при расчетах по уравнениям реакций этих понятий оказывается недостаточно.

Дело в том, что в каждой химической реакции участвуют определенные частицы (атомы,

молекулы, ионы), масса которых различна. И поэтому даже для простейших химических

реакций, например:

С + О2 = СО2,

нельзя утверждать, что 1 г углерода полностью прореагирует с 1 г кислорода. Посмотрите

в таблицу Менделеева: атомные массы этих химических элементов разные! Каким же

образом выполняется расчет по химическим уравнениям?

Поскольку в химических реакциях участвуют частицы (молекулы, атомы, ионы), то

основным расчетным понятием является моль – величина, при помощи которой можно

определить число частиц.

1 моль любого вещества содержит 6•1023

частиц (молекул, атомов, ионов).

Например, 1 моль А1 содержит 6•1023

атомов алюминия; 1 моль НС1 содержит 6•1023

молекул хлороводорода.

Число молей (?) реагирующих веществ определяют по коэффициентам в уравнении

химической реакции, например:

Page 76: Самоучитель по химии

76

Задание 8.1. Допишите уравнения реакций, расставьте коэффициенты и подпишите под

химическими формулами число молей реагирующих веществ:

NаOН + Н3РО4 —> ……………………………. ;

Аl + НСl —> ……..……………………………. ;

P + O2 —> ………………..……………………. .

Каким образом можно определить массу или объем реагирующих веществ, зная их

количества (в молях)?

Для определения массы используют величину «молярная масса»:

где М – молярная масса, г/моль; m – масса, г; – количество вещества, моль.

Молярная масса равна массе вещества количеством 1 моль, т.е. молярная масса это

масса всех 6•1023

молекул (атомов, ионов). Молярная масса (М) совпадает по величине с

относительной атомной (Аr) или молекулярной (Мr) массой вещества, которые легко

определяются по таблице Менделеева.

Так, относительная атомная масса (Аr) натрия указана в таблице Менделеева:

Аr(Nа) = 22,990 23.

Это безразмерная величина.

Задание 8.2. Определите по таблице Менделеева:

Аr(Cl), Аr(Mg), Аr(Pb).

Относительная молекулярная масса (Мr) вещества равна сумме относительных атомных

масс атомов всех элементов, входящих в состав этого вещества. При подсчете ее значения

относительные атомные массы рекомендуется округлять (обычно до целых чисел),

например:

Мr(O2) = 2•Аr(O) = 2•16 = 32,

Мr(Н2SO4) = 2•Ar(Н) + Ar(S) + 4•Ar(О) = 2•1 + 32 + 4•16 = 98.

Это безразмерные величины.

Задание 8.3. Рассчитайте относительные молекулярные массы веществ:

Page 77: Самоучитель по химии

77

Н3РО4, СuSO4, NаОН, KСl.

Теперь несложно определить массы реагирующих веществ.

Задача 1. Определить массу железа количеством 0,5 моль.

Решение

Из формулы находим:

m = M• ,

M(Fe) = 56 г/моль, = 0,5 моль,

m = 56 (г/моль)•0,5 (моль) = 28 г.

Ответ. 28 г.

Задача 2. Определить количество вещества Сu(NO3)2 массой 300 г.

Решение

Из формулы находим:

= m : M,

M(Cu(NO3)2) = 64 + 2•(14 + 3•16) = 188 г/моль,

(Cu(NO3)2) = 300 (г) : 188 (г/моль) = 1,6 моль.

Ответ. 1,6 моль.

8.2. Задачи, решаемые по стандартным формулам

В ходе решения таких задач рекомендуется придерживаться а л г о р и т м а:

– внимательно прочитать условие задачи и выяснить, что у вас спрашивают;

– написать соответствующую формулу и проанализировать ее;

– найти числовые значения требуемых величин, каждый раз записывая вначале формулу,

а затем расчет, учитывая размерность величин.

8.2.1. Задачи по теме «Газы»

Известно, что вещества при нормальных условиях (н. у.) могут находиться в трех

агрегатных состояниях: твердом, жидком, газообразном. В твердом и жидком состояниях

между молекулами (атомами) вещества имеются довольно сильные взаимодействия, в

Page 78: Самоучитель по химии

78

результате чего частицы находятся на небольших расстояниях друг от друга (рис. 1, см. с.

16).

Рис. 1. Строение твердой и жидкой воды

В газах расстояния между частицами очень велики и силы взаимодействия ничтожны

(рис. 2,

см. с. 16), поэтому V любого газа всегда >> V жидкости, если их массы примерно равны и

условия опыта одинаковы.

Рис. 2. Строение газообразного вещества

Равные объемы любых газов содержат одинаковое число молекул. Это формулировка

закона Авогадро.

Page 79: Самоучитель по химии

79

Следствие этого закона: 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) занимает

объем 22,4 литра.

Эта величина (22,4 л/моль) является молярным объемом газа (VМ):

VМ = V/ = 22,4 л/моль, (1)

где VM – молярный объем газа, л/моль, V – объем газа, л, – количество вещества газа,

моль.

Таким образом, зная массу газа, можно определить:

Но для того же газа из формулы (1) имеем:

Отсюда для любого газа выполняется соотношение:

Задача 3. Какую массу имеет кислород объемом 7 л?

Дано:

V(O2) = 7 л.

Найти:

m(O2) = ?

Решение

Ответ. 10 г.

Задача 4. Какой объем занимает азот массой 14 г?

Page 80: Самоучитель по химии

80

Дано:

m(N2) = 14 г.

Найти:

V(N2) = ?

Решение

Ответ. 11,2 л.

Задача 5. Чему равна молярная масса газа, 1 л которого имеет массу 1,25 г?

Дано:

V(X) = 1 л,

m(X) = 1,25 г.

Найти:

M(X) = ?

Решение

Ответ. Молярная масса неизвестного

газа (Х) 28 г/моль.

Пользуясь этими формулами, можно рассчитать объем, массу, молярную массу газа,

например:

Page 81: Самоучитель по химии

81

Известно, что

где – плотность газа (г/л).

Поэтому:

М(газа) = •VM. (3)

П о м н и т е! Эти формулы можно использовать лишь тогда, когда данные задачи

(плотность газа, его объем) измерены при н.у.: 273 K, 1 атм.

Из формулы (3) вытекает понятие об относительной плотности газов (Dx). Эта величина

равна отношению плотностей двух газов:

где 1 и М1 – плотность и молярная масса одного газа, 2 и М2 – плотность и молярная

масса другого газа.

где D2 – относительная плотность 1-го газа по 2-му газу.

Относительная плотность газа показывает, во сколько раз данный газ тяжелее (или

легче) второго газа.

Пользуясь этой формулой, можно легко определить молярную массу данного газа:

М1 = D2•M2.

Задача 6. Определить молярную массу газа, если:

а) плотность его равна 1,25 г/л;

б) плотность его по кислороду равна 0,75.

Решение

а) М = •VM,

M = 1,25 (г/л)•22,4 (л/моль) = 28 г/моль;

б) М = D(О2)•М(О2) , где D(О2) – плотность по кислороду, т.е. D(О2) = 0,75, M(O2) = 32

г/моль,

Page 82: Самоучитель по химии

82

М = 0,75•32 = 24 г/моль.

Ответ. а) 28 г/моль; б) 24 г/моль.

8.2.2. Задачи по теме «Способы выражения концентрации растворов»

Для того чтобы определить массовую долю растворенного вещества, нужно

воспользоваться формулой:

Ответ может быть дан в долях единицы, например: = 0,15, или в процентах: % = 15%.

Задача 7. В 200 г воды растворили 16 г сахара. Определить (сахара) в полученном

растворе.

Решение

В данном случае масса раствора неизвестна. Но:

m(р-ра) = m(воды) + m(сахара),

m(воды) = 200 г, m(сахара) = 16 г,

m(р-ра) = 200 + 16 = 216 г,

(сахара) = 16/216 = 0,074 (7,4 %).

Ответ. Массовая доля сахара

в полученном растворе равна 7,4%.

Задача 8. В 300 мл раствора ( = 1,2 г/мл) содержится 72 г NаОН. Определить (NаОН) в

этом растворе.

Решение

В этом случае масса раствора неизвестна, но известен объем. Найдем массу раствора:

m(р-ра) = •V = 1,2•300 = 360 г,

Ответ. 20%.

Пользуясь формулой (4), нетрудно рассчитать и массу раствора, и массу растворенного

вещества. Но при этом следует учитывать, что обычно в задачах упоминается о «5%-м

растворе», «16%-м растворе» и т.д., т.е. массовая доля вещества выражена в процентах.

Page 83: Самоучитель по химии

83

В этом случае легко сделать перевод:

в 5%-м растворе (в-ва) = 0,05,

в 16%-м растворе (в-ва)= 0,16 и т.д.

Зная массовую долю вещества в растворе, можно определить:

m(в-ва) = (в-ва)•m(р-ра), (5)

Задача 9. Сколько граммов соли и воды нужно взять для приготовления 350 мл 12%-го

раствора

( = 1,1 г/мл)?

Решение

Из формулы (5):

m(в-ва) = (в-ва)•m(р-ра),

(в-ва) = 12%, т.е. 0,12,

m(р-ра) = •V = 1,1•350 = 385 г,

m(в-ва) = 0,12•385 = 46,2 г,

m(воды) = m(р-ра) – m(в-ва) = 385 – 46,2 = 338,8 г.

Ответ. Необходимо взять

46,2 г соли и 338,8 г воды.

Задача 10. Сколько граммов 8%-го раствора можно приготовить, имея 64 г NaCl?

Решение

По условию (в-ва) = 8%, т.е. 0,08, следовательно:

m(р-ра) = 64/0,08= 800 г.

Ответ. Можно приготовить 800 г

8%-го раствора.

Такие задачи можно решать, составляя пропорции. При этом следует знать, что массовая

Page 84: Самоучитель по химии

84

доля

(в %) вещества показывает, сколько граммов вещества растворено в 100 граммах

раствора.

Например, дан 5%-й раствор. Это значит, что 5 г вещества растворено в 100 граммах

раствора.

Задача 11. Сколько мл 15%-го раствора ( = 1,1 г/мл) можно приготовить из 22,5 г

вещества?

Решение

По условию % = 15 %, следовательно:

15 г вещества – 100 г раствора,

22,5 г вещества – х г раствора;

Зная массу раствора и плотность, найдем его объем:

Ответ. 136,4 мл 15%-го раствора.

О б р а т и т е в н и м а н и е! В пропорции в одном столбце должны совпадать и

размерность, и наименование компонента, о котором идет речь.

8.2.3. Задачи по теме «Количественный состав вещества»

Количественный состав вещества, как и количественный состав раствора, выражают при

помощи массовых долей химических элементов в нем:

(элемента) = m (элемента)/m (в-ва).

Поскольку масса вещества в условии задачи, как правило, не указывается, применяем уже

опробованный способ.

Пусть количество вещества равно 1 моль, тогда:

m(в-ва) = •М = М,

т.к. количество вещества равно 1 моль.

m(элемента) = n•М(элемента),

где n – число атомов этого химического элемента в веществе.

Page 85: Самоучитель по химии

85

Получаем:

Задача 12. Определить массовую долю азота в нитрате аммония.

Решение

Поскольку в молекуле NH4NO3 два атома азота, а Мr(NH4NO3) = 80, то

(N) = 2•14/80 = 0,35 (35%).

Ответ. (N) = 35%.

Зная массовые доли химических элементов в веществе (элементный состав), можно

определять молекулярную формулу неизвестного вещества.

Глава 8.

Расчеты по химическим формулам и

уравнениям

(окончание)

8.3. Задачи, решаемые по уравнениям реакций

Для того чтобы решить любую задачу из этого раздела, необходимо знать

• теоретические основы задачи;

• общие принципы оформления расчета по уравнению химической реакции.

Поскольку теоретические основы изложены в различных разделах Самоучителя и других

учебниках, перед решением задачи необходимо повторить нужный раздел.

Рассмотрим общие принципы оформления расчетов по уравнениям реакций.

8.3.1. Оформление расчетов по уравнениям реакций

Для того чтобы выполнить расчет по уравнению реакции, нужно:

• составить уравнение химической реакции, расставить коэффициенты;

• по коэффициентам уравнения химической реакции определить число молей

реагирующих веществ;

Page 86: Самоучитель по химии

86

• над формулами соединений указать данные задачи, отметив их размерность (г, л, моль);

• под формулами этих соединений сделать расчет таким образом, чтобы размерность

величин над и под химическими формулами совпали;

• составить пропорцию из «верхних» данных и «нижних» результатов и выполнить

расчет.

Разберем этот алгоритм на примере.

Задача 13. В раствор, содержащий 1,2 моль НCl, опустили избыток алюминия. Какой

объем водорода выделится при этом?

Решение

Составим уравнение реакции и запишем данные задачи над формулами соединений. При

этом обязательно укажем их размерность.

Составим пропорцию:

1,2 моль HCl – х л H2

6 моль HCl – 67,2 л H2,

Ответ. Выделится 13,44 л водорода.

Задача 14. Сколько граммов алюминия нужно растворить в соляной кислоте, чтобы

получить

5,6 л водорода?

Решение

Составим уравнение реакции и запишем данные задачи над химическими формулами

соединений. При этом обязательно укажем их размерность.

Page 87: Самоучитель по химии

87

Составим пропорцию:

х г Al – 5,6 л H2

54 г Al – 67,2 л H2,

х = …………….. .

В случае, когда нужно определить объемы реагирующих газов, можно воспользоваться

следствием из закона Авогадро: объемы реагирующих газов относятся как их

коэффициенты в уравнении химической реакции.

Задача 15. Какой объем углекислого газа выделится при полном сгорании 6 л ацетилена

С2Н2?

Решение

Из уравнения реакции следует:

где – количество вещества, моль.

Отсюда:

V(CO2) = 2•V (С2Н2) = 2•6 (л) = 12 л .

Ответ. Выделится 12 л углекислого газа.

8.3.2. Задачи по теме

«Количественный состав растворов и смесей»

Состав смесей очень часто определяют в различных задачах (все задачи, в которых

упоминаются растворы, например, задачи раздела 8.2.3). Дело в том, что растворы – это

однородные смеси. Задачи такого типа решаются по-разному, но в любом случае следует

помнить, что массу (объем) смеси нельзя подставлять в уравнение реакции и нельзя

Page 88: Самоучитель по химии

88

находить по уравнению реакции.

Задачи такого типа можно условно разделить на две группы:

1) задачи, в которых имеется хотя бы одна величина, которую можно сразу подставить в

уравнение реакции и сделать необходимый расчет;

2) задачи, в которых таких данных нет.

Рассмотрим задачу первого типа.

Задача 16. Смесь меди и алюминия массой 10 г обработали раствором щелочи. При этом

выделилось 10 л газа (н.у.). Определить состав смеси в мас. % (массовые доли алюминия

и меди в смеси).

Решение

Составим уравнения реакций:

Cu + NaOH реакция не идет,

Составим пропорцию и определим массу алюминия в смеси:

х = 54 (г)•10 (л)/67,2 (л) = 8 г.

Отсюда:

(Al) = 8 (г)/10 (г) = 0,8 (80 %);

(Cu) = 0,2 (20 %).

Ответ. (Al) = 80%, (Сu) = 20%.

В задачах второго типа в химическом превращении участвуют все компоненты смеси, в

результате чего образуется смесь газов или других продуктов реакции.

При получении растворов происходят не только физические процессы (дробление

вещества, диффузия), но и взаимодействие вещества и растворителя. (Подробнее см.

«Самоучитель по химии (первого и второго уровня), главы «Растворы».) Иногда в

результате такого взаимодействия образуются совершенно новые вещества. В этом

случае необходимо составить уравнение или схему происходящего процесса, а в

расчетной формуле указывать, о каком веществе идет речь.

Задача 17. В 100 мл воды растворили 2 г кальция. Определить массовую долю вещества в

полученном растворе.

Page 89: Самоучитель по химии

89

Решение

Поскольку кальций реагирует с водой, составим уравнение соответствующей реакции:

Таким образом, в растворе содержится не кальций, а гидроксид кальция. Отразим это в

расчетной формуле:

Значит, нам нужно вычислить m(Са(ОН)2) по уравнению реакции и массу раствора:

m(Ca(OH)2) = x = 2•74/40 = 3,7 г,

m(р-ра) = m(Н2О) + m(Са) – m(H2) = 100 (г) + 2 (г) – 0,1 (г) = 101,9 г.

Обратите внимание! Массу полученного раствора вычисляют, исходя из массы исходных

веществ или смесей, добавляя к ним массы тех веществ, которые были добавлены, и

вычитая массы веществ, которые вышли из сферы реакции в виде газа или осадка.

m(H2O) = V• = 100 (мл)•1 (г/мл) = 100 г,

m(H2) = у = 2•2/40 = 0,1 г,

(Ca(OH)2) = 3,7 (г) / 101,9 (г) = 0,036 (3,6%).

Ответ. Массовая доля щелочи

составит 3,6%.

8.3.3. Задачи на установление формулы вещества

При установлении формулы неизвестного вещества обычно нужно или установить

молярное соотношение элементов в нем, или определить его молярную массу.

В первом случае по уравнению реакции рассчитывают молярные соотношения

полученных и (или) исходных веществ, а затем выводят искомую формулу.

Задача 18. Установить формулу алкена, если 11,2 г его при взаимодействии с

бромоводородом образуют 27,4 г бромида.

Решение

Вначале рассчитаем массу бромоводорода, согласно закону сохранения массы:

m(HBr) = 27,4 (г) – 11,2 (г) = 16,2 г.

Page 90: Самоучитель по химии

90

Составим уравнение реакции, используя общую формулу алкенов:

СnH2n + HBr = CnH2n+1Br.

По уравнению найдем количество вещества алкена:

(СnH2n) = (HBr) = 16,2 (г)/81 (г/моль) = 0,2 моль.

Теперь определим молярную массу неизвестного вещества:

М(СnH2n) = m/ = 11,2 (г)/0,2 (моль) = 56 г/моль.

Определим формулу неизвестного вещества, выразив его молярную массу через n:

М(СnH2n) = 12n + 2n = 14n.

Отсюда:

14n = 56, n = 4.

Ответ. Состав искомого алкена – С4Н8;

это 2-метилпропен.

8.4. Задачи для самостоятельного решения

1. Определить массу:

а) алюминия количеством 0,1 моль;

б) серной кислоты количеством 1,5 моль;

в) сульфата алюминия количеством 0,2 моль.

2. Определить количество вещества (моль):

а) магния массой 4,8 г;

б) азотной кислоты массой 126 г;

в) нитрата аммония массой 40 г.

3. Определить массы газов:

а) хлороводорода объемом 56 л;

б) озона О3 объемом 14 л.

4. Определить объемы газов:

а) хлороводорода массой 72 г;

Page 91: Самоучитель по химии

91

б) аммиака NH3 массой 3,4 г.

5. Определить молярные массы газов, если:

а) 2 л газа имеет массу 2,86 г;

б) 10 г газа занимает объем 7,47 л.

6. Определить молярную массу газа, если:

а) плотность его равна 1,52 г/л;

б) плотность по кислороду равна 1,81.

7. Существуют ли газообразные соединения серы легче воздуха?

8. Какой объем водорода потребуется на восстановление 10,6 г Fe3О4 до железа? (Реакция

идет по схеме:

МxОy + Н2 —> M + H2O.)

9. Сколько молей фосфора нужно сжечь, чтобы получить 28,4 г оксида фосфора(V)?

10. Какой объем кислорода потребуется для сгорания 8,8 г пропана С3Н8?

11. Какой объем кислорода требуется для полного сгорания 5 л этилена С2Н4?

12. Хватит ли 10 л кислорода для полного сгорания 17 л водорода?

13. Какой объем кислорода потребуется для полного сгорания 6,2 г фосфора? Сколько

молей оксида фосфора при этом получится?

14. Через известковую воду пропустили 3 л воздуха. Выпало 0,1 г осадка. Определить

объемную долю ( ) углекислоты (CO2) в воздухе.

15. 20 г мела опустили в соляную кислоту. При этом выделилось 4 л газа. Определить

массовую долю ( ) карбоната кальция в образце этого мела.

16. В 300 г раствора содержится 45 г поваренной соли. Определить (NaС1) в этом

растворе.

17. В 300 мл воды растворили 100 г сахара. Определить (сахара) в полученном

растворе.

18. В 2 л раствора (пл. = 1,05 г/мл) содержится 105 г соли. Определить (соли) в этом

растворе.

19. В 200 мл воды растворили 56 л аммиака NH3. Определить (NH3) в этом растворе.

20. Сколько граммов воды и сахара нужно взять для приготовления 3 л 30%-го сиропа

Page 92: Самоучитель по химии

92

(плотность равна 1,13 г/мл)?

21. Какой объем 25%-го раствора можно приготовить из 150 г соли, если плотность

раствора равна 1,2 г/мл?