Раздел 1. Основные классы неорганических соединений

ХИМИЯ

СБОРНИК ЗАДАЧ И УПРАЖНЕНИЙ

Учебное пособие

Санкт-Петербург

Федеральное агентство по образованию

Санкт-Петербургский государственный архитектурно-
строительный университет

Кафедра химии

ХИМИЯ

Сборник задач и упражнений

Учебное пособие

Для студентов вузов строительного профиля

Санкт-Петербург

УДК 541 (075)

Рецензенты:

д-р хим. наук, проф. Ю. С. Тверьянович (Санкт-Петербургский государственный университет);

канд. хим. наук, доц. Г. Н. Портнов (Балтийский государственный технический университет «Военмех»)

Химия. Сборник задач и упражнений: учеб. пособие для студентов технических вузов строительного профиля / Р. А. Абакумова, Л. И. Акимов, Н. А. Андреева, М. Д. Бальмаков, И. В. Гончарова, В. В. Инчик, А. М. Миронов, Д. А. Миронов, А. И. Павлов, О. Л. Сувернева, А. В. Ухина, О. М. Халина; СПбГАСУ; под ред. Л. И. Акимова. – СПб., 2008. – 250 с.

Учебное пособие составлено в соответствии с программой курса химии для студентов строительных и смежных с ними специальностей технических вузов и охватывает основные разделы химии, изучаемые студентами на практических и лабораторных занятиях.

Каждый раздел сборника, кроме задач и упражнений, включает краткое теоретическое введение и примеры с детальным разбором решений типовых задач.

Табл. 26. Ил. 19. Библиогр.: 8 назв.

Ó Коллектив авторов, 2008

Ó Санкт-Петербургский государственный

архитектурно-строительный университет, 2008

Предисловие

Сборник задач и упражнений соответствует программе курса химии для строительных вузов и предназначен для студентов строительных и смежных с ними специальностей.

Цель учебного пособия – организовать самостоятельную работу студентов по изучению основ общей химии, приобретению навыков анализа и систематизации изучаемого материала.

Сборник состоит из 22 разделов, включающих основные вопросы курса химии, изучаемые студентами на практических и лабораторных занятиях.

Каждому разделу предшествует вводная часть, в которой кратко излагаются теоретические вопросы, методика решения задач и выполнения упражнений. Для проверки уровня усвоения соответствующего теоретического материала в конце каждого раздела приведены задачи и упражнения. Учебное пособие также содержит обширный справочный материал, необходимый для решения задач.

Особое внимание уделено вопросам строительной химии: химии вяжущих веществ, строительной керамике, условиям их эксплуатации.

Решение задач по химии способствует приобретению навыков применения основ химии для объяснения свойств веществ, предсказания направления химического процесса и выбора оптимальных условий его проведения.

Учебное пособие разработано авторским коллективом преподавателей кафедры химии Санкт-Петербургского государственного архитектурно-строительного университета. Соответствующие разделы подготовили: канд. хим. наук, ст. препод. Р. А. Абакумова (разд. 8, 13), канд. техн. наук, проф. Л. И. Акимов (разд. 9, 10), канд. техн. наук, доц. Н. А. Андреева (разд. 4, 5), д-р хим. наук, проф. М. Д. Бальмаков (разд. 3, 16), канд. техн. наук, доц. И. В. Гончарова (разд. 1, 15), д-р техн. наук, проф. В. В. Инчик (разд. 20), канд. техн. наук, доц. А. М. Миронов (разд. 7, 14), канд. техн. наук, ассист. Д. А. Миронов (разд. 17), канд. хим. наук, доц. А. И. Павлов (разд. 2, 19), канд. хим. наук, доц. О. Л. Сувернева (разд. 6, 12), канд. хим. наук, доц. А.В. Ухина (разд. 21, 22), канд. техн. наук, доц. О. М. Халина (разд. 11, 18).

Раздел 1. Основные классы неорганических соединений

Неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу они подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения, по функциональным признакам – на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических реакциях. Выделяют следующие основные классы: оксиды, кислоты, основания (как частный случай гидроксидов, т. е. соединений содержащих группу OH^-) и соли.

Оксиды – это соединения элементов с кислородом, в которых последний является более электроотрицательным элементом, а именно проявляет степень окисления -2. Общая формула оксидов Э_хО_y.[1]

По современной номенклатуре названия этого класса строятся следующим образом: к слову «оксид» добавляется название элемента с указанием его валентности, если она непостоянная. Например, МgO – оксид магния; СО – оксид углерода (II), СО₂ – оксид углерода (IV).

Для верного написания формул оксидов валентности элемента приписывают знак + и, используя принцип электронейтральности, составляют формулу . Число атомов элемента и кислорода подбирается так, чтобы модули их произведений на соответствующие заряды были равны. Если n – четное число (2, 4, …), то число атомов следует сократить до наименьших целых чисел. Таким образом, в зависимости от валентности элементов, которая может изменяться от 1 до 8, формулы оксидов имеют следующий вид:

Следуя этому же принципу, по формуле оксида можно определить валентности элемента. Например, в соединении CrO₃ хром имеет валентность 6, а в Cl₂O₇ хлор семивалентен.

Графические формулы оксидов показывают количество связей между элементами. С учетом того, что атом кислорода двухвалентен и каждая валентность условно изображается черточкой (валентным штрихом), графические формулы имеют следующий вид:

Э - О - Э Э = О О = Э - О - Э = О О = Э = О

Такие оксиды принято называть нормальными. Как видно из графических формул, в молекулах нормальных оксидов атомы кислорода связаны с атомами электроположительного элемента и не связаны, как и последние, друг с другом. Кроме нормальных оксидов, являющихся одним из основных классов неорганических соединений, существует относительно немногочисленная группа соединений элементов с кислородом, которая содержит структурную группировку атомов кислорода - О - O -, характерную для пероксида водорода Н₂О₂, ее солей и производных, например

H - О - O - H Na - О - O - Na

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные (их гидраты – основания), кислотные (их гидраты – кислоты), амфотерные (их гидраты проявляют свойства как кислот, так и оснований).

Основными называются оксиды, способные к солеобразованию с кислотными оксидами или кислотами:

CaO + CO₂ = CaCO₃

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂О

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также других металлов с валентностью I, II, III. Основные оксиды образуют гидратные формы, имеющие характер оснований; последние образуются либо при непосредственном взаимодействии с водой, либо косвенным путем.

Кислотными называются оксиды, способные к солеобразованию с основными оксидами или основаниями:

SO₃ + Na₂O = Na₂SO₄

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl₂O, CO₂, N₂O₅ и др.), а также металлы с валентностью V, VI, VII (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇ ). Кислотные оксиды образуют гидратные формы, которые имеют характер кислот и могут быть получены при непосредственном взаимодействии с водой либо косвенным путем.

Гидратные формы (в данном случае кислоты) при обезвоживании вновь образуют исходные оксиды, которые рассматриваются как ангидриды кислот:

H₂SO₄ = H₂O + SO₃

2H₃PO₄ = 3H₂O + P₂O₅

Амфотерные оксиды и их гидратные формы, т. е. амфотерные гидроксиды, являются соединениями двойной функции. Особенностью их химического поведения является способность к солеобразованию как с кислотными оксидами и кислотами, так и основными оксидами и основаниями:

1) ZnO + SO₃ = ZnSO₄

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

2) ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

В первом случае оксид цинка ведет себя как основной оксид, во втором – как кислотный. Аналогичным образом ведут себя BeO, Al₂O₃, Cr₂O₃, SnO, PbO, MnO₂ и др.

Оксиды можно получить следующими способами:

· непосредственным взаимодействием простого вещества с кислородом:

2Mg + O₂ = 2MgO 4P + 5О₂ = 2Р₂О₅

· разложением сложных веществ:

Cu(OH)₂ CuO + H₂O CaCO₃ CaO + CO₂

Кислоты – вещества, при электролитической диссоциации которых катионами могут быть только положительно заряженные ионы водорода H⁺. Анионы, образующиеся при диссоциации кислоты, принято называть кислотным остатком; он может состоять из одного элемента (Cl^-, S^-2) или устойчивой группы атомов разных элементов (SO₄^-2, SiO₃^-2, CN^-, SCN^-). При написании формул кислот, согласно принципу электронейтральности, число катионов водорода равно заряду кислотного остатка.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, образующихся при диссоциации молекулы кислоты: HCl – одноосновная кислота, H₂SO₄ – двухосновная, H₃PO₄ – трехосновная. Многоосновные кислоты (содержащие два и более ионов водорода) в химических реакциях могут отделять не максимально возможное число H⁺ а меньшее, то есть проявлять низшие основности.

Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H₂S) и кислородосодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄).

Название элемента производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента или группы элементов, например CN-циан, образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HCN – циановодород, HF – фтороводород, H₂S – сероводород.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисленности кислотообразующего элемента. Если она максимально возможная (высокая) и равна номеру группы нахождения элемента в периодической системе Д. И. Менделеева, то к названию элемента добавляют суффиксы -н, -ов, или -ев и окончание -ая. Например, HNO₃ – азот-н-ая; H₂CrO₄ – хром-ов-ая; H₂SiO₃ – кремни-ев-ая. По мере понижения степени окисленности суффиксы изменяются в такой последовательности: -оват(ая), -ист(ая), -оватист(ая). Например, HClO₃ – хлорноватая; HClO₂ – хлористая; HOCl – хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисленности, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисленности элемента, используется суффикс –ист(ая). Например, HNO₂ – азот-ист-ая кислота; H₂SO₃ – серн-ист-ая.

Некоторые кислоты, в зависимости от содержания молекул воды, могут находиться в мета- или ортоформах. Метагидраты содержат наименьшее количество водных остатков. Обычно они образуются из ортогидратов после потери ими одной или нескольких молекул воды. Например, H₃PO₄ – ортофосфорная кислота; HPO₃ (H₃PO₄-H₂O) – метафосфорная.

Кислородосодержащие кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислотных оксидов с водой либо косвенным путем. Такие оксиды, как SO₂, N₂O₃, P₂O₅ и др., образуют кислоты при прямом взаимодействии с водой:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ SO₃ + H₂O = H₂SO₄

N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂ P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

При разложении кислот вновь образуются исходные оксиды, которые поэтому рассматривают как ангидриды кислот.

В ряде случаев кислотные оксиды практически не реагируют с водой (например, SiO₂) или реагируют весьма незначительно (например, WO₃). Гидратные формы этих оксидов образуются косвенным путем, т. е. сначала их переводят в соли путем взаимодействия со щелочами:

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

WO₃ + 2NaOH = Na₂WO₄ + H₂O

а полученные соли разлагают растворами более сильных кислот:

Na₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃

Na₂WO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂WO₄

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами:

H₂SO₄ + Mg(OH)₂ = MgSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + MgO = MgSO₄ + H₂O

При взаимодействии кислот с солями могут образовываться новые соль и кислота. Реакции этого типа идут при условии образования малорастворимых, летучих или малодиссоциирующих (слабых электролитов) продуктов реакции:

2HCl + Na₂S = 2NaCl + ­H₂S

H₂SO₄ + BaCl₂ = ¯BaSO₄ + 2HCl

HBr + NaCH₃COO = NaBr + CH₃COOH

Основания – вещества, при электролитической диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы OH^-. Гидроксиды щелочных металлов называют щелочами.

Кислотность основания определяется числом ионов OH^-, образующихся при диссоциации гидроксида. Максимальная кислотность соответствует электронейтральному состоянию: Ca(OH)₂ – двухкислотное, Fe(OH)₃ – трехкислотное. Многокислотные основания в химических реакциях могут проявлять все низшие кислотности.

Названия оснований образуются из слова «гидроксид» и названия соответствующего металла или иона аммония (NH₄⁺) с указанием его валентности, если она переменная. Например, Ca(OH)₂ – гидроксид кальция, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III), NH₄OH – гидроксид аммония.

Сильные основания (гидроксиды щелочных металлов и некоторых щелочноземельных) образуются при непосредственном взаимодействии оксидов с водой. В подавляющем большинстве случаев гидратные формы, имеющие характер оснований, получаются из оксидов косвенным путем. Примером могут служить гидроксид меди – Cu(OH)₂, гидроксид висмута – Bi(OH)₃ и многие другие. Для их получения надо прибегнуть к предварительному превращению данного оксида в соль, например,

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Bi₂O₃ + 3H₂SO₄ = Bi₂(SO₄)₃ + 3H₂O

а затем действовать на полученную соль щелочью, в результате чего образуется малорастворимый гидроксид металла:

CuSO₄ + 2NaOH = ¯Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Bi₂(SO₄)₃ + 6KOH = ¯2Bi(OH)₃ + 3K₂SO₄

Основания реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Основания являются частным случаем соединений с общим названием «гидроксиды».

Гидроксиды – вещества, содержащие группу OH^-, получаются соединением оксидов с водой. В зависимости от того, какой ион (H⁺ или OH^-) образуется при электролитической диссоциации, гидроксиды бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислородосодержащие кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерен. Например, гидроксид алюминия Al(OH)₃ при взаимодействии со щелочью ведет себя как кислота H₃AlO₃ (ортоалюминиевая) или HAlO₂ (метаалюминиевая):

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃AlO₃ + 3H₂O

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Соли рассматривают как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. В зависимости от этого соли делятся на средние, кислые и основные.

Средние соли – продукты полного замещения, состоящие только из катионов металлов или NH₄⁺ и анионов кислотных остатков.

Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать величины зарядов катиона и аниона. Число каждого иона должно быть таким, чтобы алгебраическая сумма зарядов была равна нулю, т. е. соединение было электронейтральным. Например, сульфат хрома состоит из ионов Cr³⁺ и SO₄^-2, имеет состав Cr₂(SO₄)₃, а ортофосфат кальция, состоящий из ионов Ca²⁺ и PO₄^-3, – Ca₃(PO₄)₂.

Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже (хлорид натрия, карбонат кальция и т. п.). Если степень окисления катиона металла переменная, ее указывают римскими цифрами в скобках (сульфат железа (II) – FeSO₄, сульфат железа (III) – Fe₂(SO₄)₃.

Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения ионов водорода многоосновных кислот катионами металлов. Их образуют только многоосновные кислоты. Признак кислой соли – наличие в составе незамещенных H⁺. Для верного написания формул кислых солей следует рассчитать заряд аниона с учетом незамещенных ионов H⁺ (HCO₃^-, HPO₄^-2, H₂PO₄^-). Число ионов подбирается так, чтобы соединение было электронейтральным. Например, формула кислой соли из ионов Cr³⁺ и HPO₄^-2 имеет состав Cr₂(HPO₄)₃.

Названия кислых солей образуются добавлением к названию аниона (кислого остатка) приставки гидро- или дигидро-, если не замещены два иона H⁺, что возможно только для трехосновных кислот: Ca(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция, Al₂(HPO₄)₃ – гидроортофосфат алюминия, Al(H₂PO₄)₃ – дигидроортофосфат алюминия.

Основные соли (гидроксосоли) по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Их образуют только многокислотные основания. Признак гидроксосоли – наличие в составе незамещенных OH^-. Для верного написания формул основных солей следует рассчитать заряд катиона с учетом незамещенных групп OH^- (CaOH⁺, Al(OH)₂⁺). Далее число ионов, как для средних и кислых солей, подбирается так, чтобы соединение было электронейтральным. Например, составить формулу гидроксосоли из ионов Al(OH)₂⁺ и SO₄^-2: (Al(OH)₂)₂SO₄.

Названия основных солей образуются добавлением к названию катиона металла приставки гидроксо- или дигидроксо-, если не замещены две гидроксогруппы, что возможно только для трехкислотных оснований: (CuOH)₂CO₃ – карбонат гидроксомеди; AlOHSO₄ – сульфат гидроксоалюминия, (Al(OH)₂)₂SO₄ – сульфат дигидроксоалюминия.

Средние соли получают следующими способами:

1) металл + неметалл:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) металл + кислота:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

3) металл + соль:

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

4) основной оксид + кислотный оксид:

CaO + CO₂ = CaCO₃

5) основание + кислота:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

6) соль + соль:

Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = ¯PbSO₄ + 2NaNO₃

7) основной оксид + кислота:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

8) кислотный оксид + кислота:

P₂O₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

9) щелочь + соль:

Ba(OH)₂ + K₂CO₃ = ¯BaCO₃ + 2KOH

10) кислота + соль:

H₂SO₄ + BaCl₂ = ¯BaSO₄ + 2HCl

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

1) основание + кислота (избыток):

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

2) средняя соль + кислота (избыток):

Na₃PO₄ + 2H₃PO₄ = 3NaH₂PO₄

2Na₃PO₄ + H₃PO₄ = 3Na₂HPO₄

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

1) кислота + основание (избыток):

Al(OH)₃ + 2HCl = AlOHCl₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O

2) средняя соль + щелочь:

AlCl₃ + NaOH = AlOHCl₂ + NaCl

AlCl₃ + 2NaOH = Al(OH)₂Cl + 2NaCl

Превращение кислых и основных солей в средние происходит следующими способами:

1) кислая соль + щелочь:

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Ca(H₂PO₄)₂ + 2Ca(OH)₂ = Ca₃(PO₄)₂ + 4H₂O

2) основная соль + кислота:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O.

Следует подчеркнуть, что все три типа солей: средние, гидросоли и гидроксосоли – могут быть получены, как показано выше, при взаимодействии кислоты и основания, поэтому при взаимодействии одних и тех же кислоты и основания в разных соотношениях могут получаться различные соли. Например, при взаимодействии Al(OH)₃ и H₃PO₄ может быть получено пять видов солей:

1) Al(OH)₃ + H₃PO₄ = AlPO₄ + 3H₂O – ортофосфат алюминия

2) 2Al(OH)₃ + 3H₃PO₄ = Al₂(HPO₄)₃ + 6H₂O – гидроортофосфат алюминия

3) Al(OH)₃ + 3H₃PO₄ = Al(H₂PO₄)₃ + 3H₂O – дигидроортофосфат алюминия

4) 3Al(OH)₃ + 2H₃PO₄ = (AlOH)₃(PO₄)₂ + 6H₂O – ортофосфат гидроксоалюминия

5) 3Al(OH)₃ + H₃PO₄ = (Al(OH)₂)₃PO₄ + 3H₂O – ортофосфат дигидроксоалюминия.

Действуя избытком кислоты на гидроксо (основную) соль, можно в ряде случаев превратить ее в кислую, равно как при действии основания на кислую соль создаются благоприятные условия для образования основной соли. Можно представить себе, что эти реакции протекают в две стадии, из которых первая представляет собой реакцию образования средней соли при взаимодействии гидроксосоли с кислотами или соответственно при взаимодействии кислой соли с основанием. Во второй стадии происходит дальнейшее превращение средней соли в кислую или основную. Реакция протекает по схеме

(ZnOH)₃PO₄ + 5H₃PO₄ = 3Zn(H₂PO₄)₂ + 3H₂O

или

Zn(H₂PO₄)₂ + 5Zn(OH)₂ = 2(ZnOH)₃PO₄ + 4H₂O

Представление о возможности существования солей различных типов и их взаимных переходов необходимо при изучении электролитической диссоциации, обменных процессов, гидролиза, используемых на практике при характеристике природных и сточных вод.

При изучении строительных материалов следует учитывать, что их химический состав в значительной степени определяется составом метосферы – внешней твердой оболочки Земли. Содержание наиболее распространенных элементов в метосфере на глубине до 16 км по данным усредненного химического анализа (в % мас.) составляет: O – 47,20; Si – 27,60; Al – 8,30; Fe – 5,10; Ca – 3,60; Na – 2,64; K – 2,60; Mg – 2,10; Ti – 0,60; H – 0,15; C – 0,10 (сумма 99,99). На долю остальных элементов приходится 0,01 % мас.

После кислорода кремний является наиболее распространенным элементом в земной коре и входит в состав более 400 минералов. Он играет в царстве минералов и горных пород столь же важную роль, как углерод в животном и растительном мире. В природе кремний встречается только в соединениях. Прежде всего, это оксид кремния (кремнезем), или ангидрид кремниевой кислоты – SiO₂, а также соли кремниевой кислоты (силикаты). Наиболее распространены в земной коре алюмосиликаты, т. е. силикаты, в состав которых входит алюминий. Земная кора главным образом состоит из силикатов: кварцевого песка, глин, полевых шпатов, пегматитов, гранита и др., а также вырабатываемых из них материалов: керамики, стекла, цемента.

Силикаты, как и другие соли кислородосодержащих кислот, можно рассматривать как соединения кислотного оксида с основным (или даже с двумя основными оксидами, если это двойная соль), поэтому состав силикатов часто представляют в виде соединенных между собой точками оксида кремния и всех остальных оксидов, образующих силикат. Например, Na₂O×SiO₂ – метасиликат натрия, CaO×3MgO×4SiO₂ – асбест. Этот способ применялся ранее к солям кислородосодержащих кислот. Так, для сульфата натрия можно использовать формулу Na₂O×SO₃.

Природные материалы, как правило – полиминеральные композиции. В технологической практике производства строительных материалов химический состав исходного сырья представляют как совокупность основных и кислотных оксидов в массовых процентах, а именно указывается содержание следующих оксидов: SiO₂, Al₂O₃, TiO₂, Fe₂O₃, MgO, CaO, K₂O и Na₂O.

Меньшее значение в технологии строительных материалов имеют несиликаты. Среди них особого внимания заслуживают бораты (соли мета- и ортоборной кислоты HBO₂ и H₃BO₃), а также соли угольной кислоты, особенно CaCO₃ и MgCO₃.

ЗАДАЧИ

1.1. Какие из приведенных оксидов СО₂, CaO, Fe₂O₃, SiO₂, Al₂O₃ способны к солеобразованию с кислотами? Написать уравнения их взаимодействия с азотной кислотой.

1.2. Какие из приведенных оксидов N₂O₃, MgO, SO₂, P₂O₅, CO₂ способны к солеобразованию с основаниями? Написать уравнения их взаимодействия с гидроксидом кальция.

1.3. Написать уравнения реакций, доказывающих амфотерные свойства ZnO, Cr₂O₃, BeO.

1.4. Вычислить валентность элемента, образующего кислоты HAsO₂, H₂CrO₄, H₄SiO₄, HClO₄, H₃BO₃. Написать уравнения их разложения с образованием воды и оксида.

1.5. Написать уравнения реакций, доказывающих основный характер оксида железа (II); оксида железа (III); оксида натрия; оксида магния.

1.6. Написать уравнения реакций, доказывающих кислотный характер оксида серы (VI); оксида серы (IV); оксида фосфора (III); оксида фосфора (V).

1.7. Написать уравнения реакций, доказывающих амфотерный характер оксида цинка; оксида алюминия.

1.8. Написать формулы кислотных оксидов, являющихся ангидридами следующих кислот: HNO₂, HClO₃, H₂SO₃, H₃AsO₃, HClO₄.

1.9. Закончить следующие уравнения реакций:

а) SO₃ + Al(OH)₃ ® … б) NaOH + Al(OH)₃ ® …

в) Zn(OH)₂ + H₂SO₄ ® … г) Zn(OH)₂ + NaOH ® …

1.10. Написать уравнения реакций образования солей Na₂SO₄, Ca₃(PO₄)₂ как результат взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты.

1.11. Написать уравнения реакций превращения следующих кислых солей в средние (нормальные) соли при действии на них гидроксидов тех же металлов: а) дигидроортофосфата кальция; б) дигидроортофосфата хрома (III); в) гидрокарбоната магния.

1.12. Написать уравнения реакций превращения следующих гидроксосолей в средние (нормальные) соли при действии на них одноименных кислот: а) хлорида гидроксомагния; б) сульфата гидроксоалюминия.

1.13. Закончить следующие уравнения реакций:

а) ZnOHCl + HCl ® … б) Fe(OH)₂Cl + HCl ® …

в) (Al(OH)₂)₂SO₄ + H₂SO₄ ® …

1.14. Написать уравнения превращения средних солей в кислые при действии на них одноименной кислоты:

а) Na₂CO₃ ® NaHCO₃ б) CaSO₃ ® Ca(HSO₃)₂

в) Al₂(SO₄)₃ ® Al(HSO₄)₃

1.15. Написать уравнения превращения средних солей в гидроксосоли при действии на них одноименных оснований:

а) Mg(ClO₄)₂ ® MgOHClO₄ б) AlCl₃ ® AlOHCl₂

в) Fe₂(SO₄)₃ ® FeOHSO₄

1.16. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Al(OH)₃ и HCl, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.17. Какие соли могут образовываться при взаимодействии H₃PO₄ и NaOH, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.18. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Fe(OH)₃ и H₂SO₄, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.19. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Ca(OH)₂ и H₃PO₄, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.20. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Al(OH)₃ и H₂SеO₃, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.21. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Zn(OH)₂ и H₂SO₄, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.22. Какие соли могут образовываться при взаимодействии Mg(OH)₂ и H₂SO₄, взятых в разных соотношениях? Написать уравнения реакций, назвать полученные соли.

1.23. Каустический магнезит (MgO) затворяют не водой, как другие вяжущие, а раствором хлорида магния. В результате образуется хлорид гидроксомагния. Написать уравнения соответствующих реакций.

1.24. Написать уравнения реакций превращения следующих кислых солей в средние (нормальные) соли при действии на них гидроксидов тех же металлов: а) гидроортофосфата кальция; б) гидросульфата железа (III); в) гидросульфида кальция.

1.25. Написать уравнения реакций образования солей K₃BO₃, Al₂(SO₄)₃ как результат взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты.

1.26. Карбонатная жесткость природных вод обусловлена присутствием в ней гидрокарбоната кальция или магния. Повышенная жесткость воды наблюдается в районах залегания карбонатных пород. Почему? Написать уравнения соответствующих реакций.

1.27. На горную породу, содержащую известняк, воздействовали сильной кислотой (например, HCl), при этом наблюдалось выделение углекислого газа (оксида углерода (IV)). О чем это говорит? Написать уравнение реакции.

1.28. Написать уравнения реакций превращения следующих гидроксосолей в средние (нормальные) соли при действии на них одноименных кислот: а) сульфата дигидроксоалюминия; б) метасиликата гидроксоалюминия.

1.29. Написать уравнения превращения средних солей в кислые при действии на них одноименной кислоты:

а) Ca₃(PO₄)₂ ® CaHPO₄ б) AlPO₄ ® Al₂(HPO₄)₃

в) Cr₂(SO₄)₃ ® Cr(HSO₄)₃

1.30. Написать уравнения превращения средних солей в гидроксосоли при действии на них одноименных оснований:

а) Al(NO₃)₃ ® Al(OH)₂NO₃ б) Zn₃(PO₄)₂ ® (ZnOH)₃PO₄

в) Fe₂(SO₄)₃ ® FeOHSO₄

Раздел 2. Основные понятия и законы химии.

Эквивалент вещества, закон эквивалентов

При изучении данной темы студент должен усвоить такие понятия химии, как вещество, атом, молекула, химический элемент, относительная атомная масса и относительная молекулярная масса, моль вещества, эквивалент вещества. Необходимо знать основные положения атомно-молекулярного учения, понимать сущность основных законов химии: закона сохранения массы и энергии, закона постоянства состава, закона Авогадро, закона эквивалентов и других – и уметь пользоваться ими при проведении расчетов, связанных с химическими реакциями, технологическими процессами.

Количество вещества в химии, независимо от формы его существования или проявления, определяется такой единицей, как моль.

Моль – это количество вещества, содержащего столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества (постоянная Авогадро), определено с большой точностью: N_А = 6,02×10²³ моль ^–1.

Масса 1 моля вещества (мольная масса), выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества. Так, относительная молекулярная масса свободного хлора Сl₂ равна 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масса атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора Сl₂ содержит 2 моля атомов хлора.

Пример 1. Выразить в граммах массу одной молекулы СО₂.

Решение. Молекулярная масса СО₂ равна 44,0. Следовательно, мольная масса СО₂ равна 44,0 г/моль. В 1 моле СО₂ содержится 6,02×10²³ молекул. Отсюда находим массу одной молекулы:

Согласно закону Авогадро в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число частиц. То есть одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. Вместе с тем 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях (0 °С, давление 101,3 кПа) равен 22,4 л.

Эквивалентом вещества (Э) называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Другое название этой величины – количество вещества эквивалента.

Масса 1 эквивалента вещества называется его эквивалентной массой (m_э) и выражается в г/моль.

Объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества, называется эквивалентным объемом этого вещества (V_э) и выражается в л/моль. Мольный объем любого газа при н. у. равен 22,4 л. Отсюда, например, эквивалентный объем водорода V_э (H₂), молекула которого состоит из двух атомов, т. е. содержит два моля атомов водорода, равен 22,4 : 2 = 11,2 л/моль.

Эквивалент элемента не является постоянной величиной, а зависит от валентности элемента в том или ином соединении.

Теоретически эквивалентная масса элемента рассчитывается по формуле

(2.1)

где А – атомная масса элемента; В – валентность элемента.

Для сложных веществ теоретически эквивалентная масса может быть рассчитана по следующим формулам:

(2.2)

(2.3)

(2.4)

где М – мольная масса вещества.

Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам), т. е.

(2.5) или (2.6)

Пример 2. Элемент образует гидрид с массовой долей водорода 8,87 %. Вычислить эквивалентную массу элемента.

Решение. Массовая доля элемента в гидриде

w(эл) = 100 - 8,87 = 91,13 %.

Согласно закону эквивалентов

отсюда

Пример 3. Рассчитать массу металла, эквивалентная масса которого – 12,16 г/моль – взаимодействует с 310 мл кислорода (н. у.).

Решение. Так как мольная масса О₂ (32 г/моль) при н. у. занимает объем 22,4 л, то объем эквивалентной массы кислорода (m_{э о} = А₀/В₀ = 16/2 = 8 г/моль) будет 22,4 /4 = 5,6 л = 5600 мл. По закону эквивалентов

отсюда

Пример 4. На нейтрализацию кислоты массой 2,18 г израсходовано КОН массой 2,49 г. Найти эквивалентную массу кислоты.

Решение.

По закону эквивалентов

отсюда

Из закона эквивалентов следует, что молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Например, если известно, что из 3,85 г нитрата металла получено 1,6 г его гидроксида, то молярную массу эквивалента металла m_{э Ме} вычисляют из соотношения

, или ,

откуда m_{э Ме} = 15 г/моль.

ЗАДАЧИ

2.1. Мышьяк образует два оксида с массовыми долями мышьяка 65,2 и 75,8 %. Определить эквивалентные массы мышьяка в этих оксидах.

Ответ: 15,0 г/моль; 24,9 г/моль.

2.2. Металл массой 0,864 г образовал хлорид массой 1,148 г. Определить эквивалентную массу металла, зная, что эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль.

Ответ: 108 г/моль.

2.3. При восстановлении водородом оксида некоторого металла массой 2,69 г образовалась вода массой 0,609 г. Вычислить эквивалентную массу металла.

Ответ: 31,75.

2.4. Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой вытеснил водород объемом 0,936 л (н. у.). Определить эквивалентный объем водорода. Эквивалентная масса алюминия равна 8,99 г/моль.

2.5. Эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль. Эквивалентная масса хлорида меди равна 99,0 г/моль. Установить формулу хлорида меди.

2.6. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н₃РО₃ израсходовано 1,291 г КОН. Вычислить эквивалент, эквивалентную массу и основность кислоты.

2.7. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделилось 4,03 л водорода (н. у.). Вычислить эквивалентную массу, мольную массу и атомную массу металла.

2.8. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислить эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равна атомная и мольная масса этого металла?

2.9. Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определить эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (н. у.).

Ответ: 56 г/моль; 3,36 л.

2.10. На восстановление 1,8 г оксида некоторого металла израсходовано 495 мл водорода (н. у.). Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.

Ответ: 40,73 г/моль; 32,73 г/моль.

2.11. Кальций массой 0,69 г и цинк массой 1,13 г вытесняют из кислоты одинаковое количество водорода. Определить эквивалентную массу цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20 г/моль.

Ответ: 32,75 г/моль.

2.12. Вычислить эквивалент серы, если известно, что при сгорании серы массой 5 г получился оксид серы SO₂ массой 10 г.

2.13. Для сгорания металла массой 8 г требуется кислород объемом 2,24 л (н. у.). Определить эквивалентную массу металла.

Ответ: 20 г/моль.

2.14. Один из оксидов марганца содержит 22,56 % мас. кислорода, а другой 50,50 % мас. Вычислить эквивалентную массу и валентность марганца в этих оксидах. Составить формулы оксидов.

2.15. Вещество содержит 39,1 % мас. серы и мышьяк. Эквивалентная масса серы 16,0 г/моль. Вычислить эквивалентную массу и валентность мышьяка, составить формулу сульфида.

Ответ: 24,92 г/моль.

2.16. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 700 мл водорода (н. у.). Определить массу металла.

Ответ: 1,744 г.

2.17. Сколько молекул углекислого газа получится при сгорании 1 г углерода?

Ответ: 5×10²².

2.18. В какой массе сероуглерода CS₂ содержится столько же молекул, сколько их в 3×10^–3 м³ воды?

Ответ: 12,7 кг.

2.19. Какой объем оксида азота (II) образуется при взаимодействии 0,5×10²¹ молекул азота с кислородом?

Ответ: 37,0 мл.

2.20. Какой объем (н. у.) занимают 13×10²⁰ молекул газа?

2.21. Является ли эквивалент элемента постоянной величиной? Чему равны молярные массы эквивалентов хрома в его оксидах, содержащих 76,47 и 52,0 % мас. хрома? Определить валентность хрома в каждом из этих оксидов и составить их формулы.

2.22. Чему равен объем молярной массы эквивалента кислорода? На сжигание 0,5 г металла требуется 0,23 л кислорода. Вычислить молярную массу эквивалента этого металла. Определить, что это за металл, если его валентность равна 2.

2.23. Некоторый элемент образует водородное соединение, содержащее 8,85 % мас. водорода. Вычислить относительную атомную массу элемента, если в этом соединении он трехвалентен. Составить формулу данного гидрида.

2.24. На нейтрализацию 7,33 г фосфорноватистой кислоты Н₃РО₂ пошло 4,44 г NaOH. Вычислить эквивалент и эквивалентную массу этой кислоты, ее основность и написать уравнение реакции нейтрализации.

2.25. Выразить в молях: а) 6,02×10²¹ молекул NH₃; б) 1,2×10²⁴ молекул H₂S; в) 2×10²³ молекул HCl. Чему равен эквивалент и эквивалентная масса азота, серы и хлора в этих соединениях?

2.26. Из 2,7 г оксида некоторого металла можно получить 6,3 г его нитрата. Вычислить молярную массу эквивалента металла.

Ответ: 31,75 г/моль.

2.27. Из 1,3 г гидроксида некоторого металла можно получить 2,85 г его сульфата. Вычислить молярную массу эквивалента металла.

Ответ: 9 г/моль.

2.28. Вычислить эквивалент и эквивалентную массу гидрокарбоната кальция и хлорида дигидроксоалюминия в реакциях

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2CO₂ + 2H₂O

Al(OH)₂Cl + KOH = Al(OH)₃ + KCl

2.29. Вычислить эквивалент и эквивалентную массу ацетата дигидроксожелеза и дигидроортофосфата калия в реакциях

Fe(OH)₂CH₃COO + 3HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + CH₃COOH + 2H₂O

KH₂PO₄ + KOH = K₂HPO₄ + H₂O

2.30. При взаимодействии 2,5 г карбоната металла с азотной кислотой образовалось 4,1 г нитрата этого же металла. Вычислить молярную массу эквивалента металла.

Ответ: 20 г/моль.