Примеры решения типовых задач

 

Пример 1

Напишите уравнения реакций образования всех возможных кислых и основных солей: Fe(OH)3 + H3PO4

Решение: Кислые или основные соли образуются при неполной нейтрализации многоосновной кислоты (кислые) или многокислотного основания (основные).

Трехосновная отрофосфорная кислота H3PO4 может образовать три вида солей: средняя соль - ортофосфаты, с кислотным остатком PO43-, и два вида кислых солей - дигидроортофосфаты (Н2PO4- ) и гидроортофосфаты (НPO42-). Нельзя отрицать образование еще одного соединения - смешанной кислой соли.

Трехкислотное основание гидроксид железа (III) может образовать 4 вида солей: средняя соль – с катионом железа (III) Fe3+, и три вида основных солей – с катионом Fe(OH)2+, катионом Fe(OH)2+, также нельзя отрицать возможность образования двойной соли с катионами гидроксожелеза и дигидроксожелеза(III).

Таким образом, теоретически можно предсказать образование средней соли, 3 видов кислых солей и 3 видов основных солей.

Для образования основных солей необходимо, чтобы основание было в избытке, то есть мольное отношение . Возможны следующие варианты: , и . В соответствие с этим напишем три уравнения.

2Fe(OH)3 + H3PO4 [Fe(OH) Fe(OH)2]PO4 + 3H2O

ортофосфат дигидроксо-гидроксожелеза (III)

3Fe(OH)3 + 2H3PO4 [Fe(OH)]3 (PO4)2 + 6H2O

ортофосфат гидроксожелеза (III)

3Fe(OH)3 + H3PO4 [Fe(OH)2]3 (PO4) + 3H2O

ортофосфат дигидроксожелеза (III)

Для образования кислых солей необходимо, чтобы в реакционной среде кислота была в избытке. То есть, возможны варианты: и и . В соответствие с этим напишем три уравнения.

Fe(OH)3 + 2H3PO4 Fe[HPO4H2PO4] + 3H2O

дигидроортофосфат-гидроортофосфат железа (III)

2Fe(OH)3 + 3H3PO4 Fe2(НPO4)3 + 6H2O

гидроортофосфат железа (III)

Fe(OH)3 + 3H3PO4 Fe (Н2PO4)3 + 6H2O

дигидроортофосфат железа (III)

Образование средней соли:

Fe(OH)3 + H3PO4 FePO4 + 3H2O

ортофосфат железа (Ш)

Если студент затрудняется в определении структурной формулы образовавшейся соли, то можно прибегнуть к схематической форме решения задачи.

Рассмотрим пример образования дигидроортофосфат-гидроортофосфата железа (III) при взаимодействии 1 моль Fe(OH)3 и 2 моль H3PO4.

H – O

H – O – P=O H – O

O – H H – O O P = O

Fe __ O – H + H – O Fe – O + 3H2O

O – H H – O __ P=O О

H – O H – O – P=O

H – O

Пример 2

Имея в распоряжении только калий, воду, воздух и фосфор, получите максимальное число минеральных удобрений.

Решение:

2К + 2Н2О 2КОН + Н2

Воздух N2 (78%) + О2 (21%)

N2 + 3Н2 2NH3

N2+ O2 2NO2

2NO + O2 2NO2

4NO2 + O2+ 2H2O 4HNO3

HNO3+ NH3 NH4NO3 (нитрат аммония или аммиачная селитра)

4Р + 5О2 2Р2О5

Р2О5 + 3Н2О 2Н3РО4

2Н3РО4 + 3NH3 (NH4 )Н2РО4 + (NH4 )2НРО4 (аммофос)

Н3РО4 + 3КОН 3Н2О +К3РО4 (ортофосфат калия)

КОН + HNO3 КNO3(нитрат калия или калийная селитра)

 

Пример 3

На примере ортофосфата гидроксомагния покажите химизм последовательного перехода основной соли в кислую (дигидроортофосфат магния). Назовите все соли.

Решение:

(MgОН)3РО4 + 2Н3РО4 6Н2О + Mg3(РО4)2

ортофосфат гидроксомагния ортофосфат магния

Mg3(РО4)2 + Н3РО4 3MgНРО4

гидроортофосфат магния

MgНРО4 + Н3РО4 Mg(Н2РО4)2

дигидроортофосфат магния

Пример 4

Имеются отдельные пробирки с растворами хлоридов алюминия, аммония, кальция и железа (II). По каким признакам и химическим превращениям можно установить содержание каждой пробирки? Приведите уравнения химических реакций.

Решение:

Отбираем некоторую часть от этих растворов и помещаем их в пронумерованные пробирки.

В каждую из четырех пробирок прибавляем небольшими порциями раствор гидроксида натрия. В трех из этих пробирок появляется осадок. При этом в одной из пробирок осадок имеет зеленоватую окраску, которая при стоянии буреет. Следовательно, в этой пробирке находился хлорид железа (II).

FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2 + 2NaCl

зеленый

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3

коричневый

В другой пробирке выпал белый осадок, который в избытке щелочи не растворяется. Следовательно, в пробирке находился раствор хлорида кальция. СаCl2 + 2NaOH Са(OH)2 + 2NaCl

белый

В третьей пробирке выпал белый осадок, который в избытке щелочи растворился. Следовательно, в третьей пробирке находился раствор хлорида алюминия.

AlCl3 + 3NaOH Al(OH)3 + 3NaCl

белый

Al(OH)3 + NaOH (изб.) Na[Al(OH)4]

В пробирке № 4, где не выпал осадок, находился хлорид аммония. Для проверки, содержимое пробирки слегка нагреваем. При этом появляется характерный запах аммиака, а мокрая лакмусовая индикаторная бумаг синеет от паров аммиака.

NH4Cl + NaOH NH4OH + NaCl

NH4OH NH3 + H2O

Пример 5

Каким одним реактивом можно распознать кристаллические вещества: сульфит натрия, сульфид натрия, нитрит натрия карбонат кальция и карбонат натрия, находящиеся в отдельных банках без этикеток? Приведите химизм процессов установления химического состава этих веществ.

Решение: Берем пронумерованные пробирки (№1-5), и из банок с соответствующими номерами, отсыпаем по нескольку кристаллов веществ в пробирки. Все пробирки до половины заполняем водой и во все пробирки медленно добавляем концентрированный раствор серной кислоты.

Допустим, что в пробирке №1, где находилась водная суспензия нерастворимого в воде вещества, при добавлении серной кислоты наблюдается бурное выделение газа, осадок сначала растворяется, но со временем, образуется белый, мелкодисперсный осадок. Эти наблюдения позволяют заключить, что в банке №1 находится карбонат кальция (мел или известняк).

СаСО3 + Н2SO4 СаSO4 + Н2СО3

Н2СО3 СО2 + Н2O

Допустим, в пробирке № 2 наблюдается выделение бесцветного газа, не обладающим характерным запахом. Следовательно, в пробирке №2 находится карбонат натрия.

Na2СО3 + Н2SO4 Na2SO4 + Н2O + СО2

Допустим, в пробирке №3 наблюдается выделения газа с характерным едким запахом, который на воздухе буреет. Следовательно, в банке №3 находится нитрит натрия.

2NaNO2+ Н2SO4 Na2SO4 + [НNO2]

[НNO2] NO + Н2O

2NO + O2 2NO2

бурый газ

Допустим, в пробирке № 4 выделяется газ, с характерным неприятным запахом тухлых яиц. При этом раствор мутнеет и со временем выпадает желтый порошок.

Наблюдение показывают, что в банке № 4 находится сульфид натрия.

Na2S + Н2SO4 Na2SO4 + H2S

запах тухлых яиц

3H2S+ Н2SO4 4Н2О + 4S

желтый порошок

В последней пробирке наблюдаются выделение газа c резким запахом горелых спичек. Следовательно, в банке №5 находится сульфит натрия.

Na2SО3 + Н2SO4 Na2SO4 + H2SО3

H2SО3 SO2 + Н2О

 

Перечень задач по теме 1

1. Выведите формулы кислот следующих ангидридов: (СН3СО)2О; SO3; N2O5; Р2О5; N2O3; Р2О3; SO2; MnO3; Mn2O7; As2O5; As2O3; Cl2O3; Cl2O7. Назовите эти кислоты.

2. Выведите формулы ангидридов, зная формулы следующих кислот: H2MoO4; H2Cr2O7; HNO3; HBO2; HMnO4.

3. Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих кислот: H2SO4; H2S; H3PO4; H2SO3; H2C2O4; H2Cr2O7. Назовите эти соли.

4. Изобразите графические формулы следующих солей: MgSO3; Ca(HCO3)2; Na2HPO4; (CuOH)2SO4; (CuOH)2CO3; KAl(SO4)2; KFe[Fe(CN)6]. Назовите эти соли.

5. Определите класс и назовите слои: Al(OH)Cl2; (CuOH)2CO3; Bi(OH)2NO3; ZnOHCl; Ca3(PO4)2; CaHPO4; Ca(H2PO4)2.

6. Назовите следующие соли железа и напишите их графические формулы: Fe2(SO4)3; FeOHCl; [Fe(OH)]2SO4; FeHPO4; FeOHSO4.

7. Составьте формулы следующих солей: дигидрофосфат кальция, гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксоальюминия, сульфит бария, сульфид бария, гидросульфид бария.

8. Составьте формулы и назовите все соли, которые могут быть образованы при взаимодействии гидроксида железа (III) с ортофосфорной кислотой.

9. Составьте графические формулы следующих солей: Al2S3; AlOHCl2; Al(OH)2Cl; Al2(SO4)3; AlOHSO4; KAl (SO4)2.

10. Назовите следующие соли: Na2S; KClO3; CuS; FePO4; MgOHCl; Al4(P2O7)3; KH3P2O7; (MgOH)2CO3.

11. Какие оксиды можно получить, разлагая при нагревания следующие вещества: Fe(OH)3, Cr(OH)3, Pb(NO)3, H2SiO3, H2SO4, H3PO4, Ca(HCO3)2. Напишите уравнения реакций.

12. Напишите уравнения реакций образования всех возможных кислых солей:

а) KOH + H2SO3 б) Ca(OH)2 + H3PO4

в) KOH + H3PO4 г) NaOH + H2S

д) KOH + CO2 е) Ba(OH)2 + H2SO4

13. Напишите уравнения реакций образования всех возможных основных солей:

а) Аl(OH)3 + HNO3 б) Mg(OH)2 + HCl

в) Cu(OH)2 +HNO3 г) Bi(OH)3 + HNO3

д) Fe(OH)3+ H2SO4 е) Al (OH)3 + H2SO4

14. Напишите реакции образования всех солей, образовавшиеся при взаимодействии гидроксида железа (III) c ортофосфорной кислотой. Назовите эти соли.

15. Напишите реакции образования всех солей, образовавшиеся при взаимодействии гидроксида железа (II) c ортофосфорной кислотой. Назовите эти соли.

16. На примере сульфата дигидроксожелеза (III) покажите химизм последовательного перехода основной соли в кислую (гидросульфат железа III).

17. На примере сульфата гидроксожелеза (II) покажите химизм последовательного перехода основной соли в кислую (гидросульфат железа II).

18. На примере дигидроортофосфатажелеза(III) покажите химизм последовательного перехода кислой соли в основную (ортофосфат дигидроксожелеза III).

19. На примере гидроортофосфатажелеза (II) покажите химизм последовательного перехода кислой соли в основную (ортофосфат гидроксожелеза II).

20. Переведите в средние следующие соли: гидрокарбонат натрия, хлорид годроксоцинка, нитрат дигидроксовисмута, гидрокарбонат кальция, гидроскльфит магния, гидросульфид бария, гидросульфат калия.

21. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

Zn ZnSO4 Zn(OH)2 Na2ZnO2 ZnCl2 ZnCO3 ZnO.

22. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

Al AlPO4 [Al(OH)2]3PO4 Al(OH)3 Na[Al(OH)4] [Al(OH)]3(PO4)2 [Al(OH)2]3PO4 Al(H2PO4)3 Al2(HPO4)3 AlPO4.

Назовите все указанные соли.

23. Исходя из серы, калия, воды и воздуха синтезируйте максимальное количество солей.

24. Имея в распоряжении только кальций, фосфор, воздух и воду синтезируйте максимальное количество минеральных удобрений.

25. Почему различный порядок смешивания сульфата алюминия и гидроксида натрия приводит к различным результатам?

26. Каким одним реактивом можно распознать хлориды магния, аммония и алюминия, находящиеся в разных пробирках?

27. Осуществить превращения:

а) NaCl Na NaOH Na2CO3 NaHCO3 Na2CO3 CaCO3 Ca(HCO3)2 CaCO3 CaO Ca(OH)2 Ca(OCl)2

28. Осуществить превращения:

N2 NH3 NH4NO3 NH4OH [Ag(NH3)2]Cl AgCl Ag

29. Имеются отдельные пробирки с растворами хлоридов аммония, алюминия, магния, железа(II) и железа (III). По каким признакам и химическими превращениями можно установить содержание каждой пробирки? Приведите уравнения химических реакций.

30. Имеются 4 банки кристаллических веществ: карбоната натрия, сульфида натрия, сульфита калия и сульфата аммония. Какими химическими превращениями можно определить содержание каждой банки?


Основные понятия и законы химии

 

Теоретические пояснения

Прежде чем приступать к решению задач этого раздела, необходимо четко уяснить понятия: относительная атомная и молекулярная массы, формульная масса, моль, постоянная Авогадро, молярная масса, молярный объем, эквивалент, число эквивалентности, количество вещества эквивалента, молярная масса эквивалента. Требуются также знания уравнения состояния идеального газа Клапейрона-Менделеева, закона Авогадро и следствий из него, закона Дальтона для парциальных давлений газов, закона эквивалентов. Необходимо уметь выражать связь между массой, молярной массой и количеством вещества, а также связь между молярной массой эквивалента, количеством вещества эквивалента, массой и молярной массой вещества. Требуется научиться применять закон эквивалентов для нахождения масс и молярных масс веществ, участвующих или образующихся в реакции, уметь определять эквивалент и молярную массу эквивалента вещества в конкретной реакции.

Химическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода в кислотно-основных и ионообменных реакциях, либо одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Реальные частицы – это атомы, ионы, молекулы и так далее, а условные частицы – это, например, 1/2 Н2SO4, 1/4 C, 1/3 Fe3+.

В общем случае эквивалент любого вещества X может быть записан в виде 1/z(X), где z – число эквивалентности, или эквивалентное число, которое всегда ³1. Оно показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной единице вещества. Число 1/z получило название фактора эквивалентности.

Для данного вещества z находится по конкретной реакции. В окислительно-восстановительных процессах z определяется числом электронов, принятых или отданных одной формульной единицей вещества. В качестве примера рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию взаимодействия серы с кислородом

S + O2 = SO2.

Электронный баланс этого процесса:

S0 - 4e- = S+4

O20 + 4e- = 2O –2.

Формульная единица серы отдает 4 электрона, а одна формульная единица молекулярного кислорода принимает 4 электрона. Следовательно, z для серы и для кислорода равно четырем. Поэтому эквивалент серы в приведенной реакции – условная частица ¼ S, а эквивалент кислорода – ¼ О2.

В ионообменных процессах величина z определяется стехиометрией реакции, причем для одного и того же вещества, в зависимости от реакции, эквивалентное число может иметь различное значение.

В качестве примера рассмотрим две реакции:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O;

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

Эквивалентом гидроксида натрия является реальная частица NaOH, для нее z = 1. В соответствии с уравнением первой реакции, один эквивалент NaOH взаимодействует с одной частицей H2SO4. Поэтому число эквивалентности для серной кислоты в этой реакции равно 1, а эквивалентом будет являться реальная частица H2SO4.

Во второй реакции два эквивалента гидроксида натрия реагируют с одной частицей серной кислоты, тогда один эквивалент NaOH взаимодействует с условной частицей 1/2 H2SO4, которая и будет являться эквивалентом серной кислоты во второй реакции. Таких частиц в формульной единице H2SO4 две, поэтому для серной кислоты в данной реакции z = 2.

Для определения эквивалентного числа z в ионообменных или кислотно-основных реакциях можно воспользоваться правилом: эквивалентное число z равно знаменателю правильной дроби, полученной при делении коэффициента при данном веществе на максимальный коэффициент в уравнении реакции, при каком бы веществе он ни находился.

Когда речь не идет о конкретной реакции, при определении z для сложных веществ можно воспользоваться следующими правилами:

для оксидов z равно числу атомов элемента, умноженному на степень окисления элемента;

для кислот z равно основности кислоты;

для оснований z равно кислотности основания;

для солей z равно числу катионов металла, умноженному на заряд катиона.

Количество вещества эквивалента обозначается n(1/z(X)). Единица измерения – моль. 1 Моль эквивалента вещества содержит 6,022×1023 эквивалентов.

Молярная масса эквивалента М(1/z(X))– это масса 1 моль эквивалентавещества 1/z(X), измеряется в г/моль.

Связь между молярной массой эквивалента, количеством вещества эквивалента, массой и молярной массой вещества выражается соотношениями

(2.1.1)

Например, молярная масса эквивалента серной кислоты может быть вычислена как M(1/2H2SO4) = M(H2SO4):2 =98:2 = 49 (г/моль).

Закон эквивалентов гласит: «Эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы».

n(1/z(X1)) = n(1/z(X2))(2.1.2)

Например, для реакции H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O закон запишется в виде равенств

n(1/2 H2SO4) = n(NaOH) = n(1/2 Na2SO4) = n(H2O)

Из закона эквивалентов следует, что массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов реакции относятся друг к другу как молярные массы эквивалентов этих веществ.

В общем виде для двух компонентов реакции Х1 и Х2 справедлива формула

(2.1.3)

Если один из компонентов реакции, допустим Х1, находится в газообразном состоянии, то для него справедливы соотношения:

;

где V(X) – объем газообразного вещества X;

VM(1/z(X)) – объем, занимаемый одним моль эквивалента вещества Х;

VM(X) – молярный объем газообразного вещества Х, равный при нормальных условиях 22,4 л/моль .

Тогда равенство (2.1.3) преобразуется к виду

(2.1.4)

Приведем другие формулы, использующиеся при решении задач этого раздела.

Молярная масса вещества М:

, (2.1.5)

где m – масса вещества, г;

n - количество вещества, моль.

Единица измерениямолярной массы – г/моль.

Число Авогадро – число частиц, содержащихся в 1 моль.

NA=6,021023 моль-1.

Молярный объем VM:

VM = V:n, (2.1.6)

где V - объем газа;

n - количество вещества газа, моль.

Закон Авогадро: одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержат одинаковое число молекул.

Следствия:

При нормальных условиях (р=101,3 кПа (760 мм рт.ст.); T=273K) молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль.

Отношение масс равных объемов газов при одинаковых условиях равно отношению их молярных масс:

(2.1.7)

Величина называется относительной плотностью первого газа по второму.

Закон объемных отношений:

Объемы реагирующих и образующихся в результате реакции газов относятся друг к другу как небольшие целые числа (коэффициенты уравнения реакции).

Закон Дальтона для парциальных давлений не реагирующих друг с другом газов:

Робщ.=Р1+Р2+…+Рn , (2.1.8)

где Робщ – общее давление смеси не реагирующих газов;

Р1, Р2, … Рn – парциальные давления компонентов смеси.

Объединенный газовый закон:

(2.1.9)

Уравнение состояния идеального газа Клапейрона – Менделеева связывает между собой такие величины, как молярная масса газа М, его масса m, давление Р, объем V и температура Т:

, (2.1.10)

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 .