Примеры решения задач по теме «Основные понятия и законы химии»

Пример 1 Определите молекулярную массу газа, если 5 г его при нормальных условиях занимают объем 4 л.

Решение:

На основании следствия из закона Авогадро находим массу 22,4 л газа:

4 л газа - 5 г

22,4 л газа - х     г

Молярная масса газа составляет г/моль

Пример 2В каком количестве вещества Na₂SO₄ содержится: а) натрия массой 24 г; б) серы массой 96 г; в) кислорода массой 128 г.

Решение:

а) В одном моле вещества Na₂SO₄ содержится натрия 46 г, тогда:

1 моль - 46 г

х     - 24 г моль

б) В одном моле вещества Na₂SO₄ содержится серы 32 г, тогда:

1 моль - 32 г

х моль - 96 г  моль

в) В одном моле вещества Na₂SO₄ содержится 64 г кислорода, тогда:

1 моль - 64 г

х моль - 128 г  моль

Пример 3. Вычислите число атомов азота в 100 г карбона­та аммония, содержащего 10% неазотистых примесей.

Решение:

 Большинство расчетных задач лучше решать в молях. Масса чистого карбоната аммония равна m((NН₄)₂СО₃) = 100-0,9 = 90 г. Число молей карбоната аммо­ния составляет v((NH₄)₂CO₃) = m/М = 90/96 = 0,938 моль. Со­гласно химической формуле (NН₄)₂СО₃ в одном его моле со­держится два моль N, поэтому v(N) = 2v((NН₄)₂СО₃) = 1,876. Число атомов азота получается умножением числа молей азота на постоянную Авогадро: N(N) = v-N_A = 1,876-6,02-10²³ =.1,13-10²⁴.

Ответ. 1,13·10²⁴ атомов азота.

 

Примеры решения задач по теме «Строение атома»

Пример. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 22.

Решение.

Электронные формулы изображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nl*, где n - главное квантовое число, l - орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответсвующеебуквенное обозначение - s, p, d. f), х - число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он будет обладать наименьшей энергией - меньшая сумма n+l . Заполнение энергетических уровней и подуровней идет в такой последовательности: 1s®2s®2p®3s®3p®4s®3d®4p®5s®4d®5p®6s®

®(5d¹) ®4f®5d®6p®7s®(6d^1-2) ®5f®6d®7p

Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И.Менделеева, то для элементов №16 (сера) и №22 (титан) электронные формулы имеют вид:

₁₆S  1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

 

₂₂Ti 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s²

Классы неорганических соединений и периодическая система элементов.

 К числу наиболее распространенных классов неорганических соединений относятся оксиды, кислоты и соли.

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды подразделяются на солеобразующие (NO, CO,S₂O).

Солеобразующие оксиды по способностям к взаимодействию с веществами кислотного или основного характера могут быть соответственно основными (Na₂O, CaO) и кислотными (CO₂, SO₃). Если же оксид (ZnO, Al₂O₃) регулирует с веществами и кислотного и основного характера, его называют амфотерным.

                        ZnO + 2HCE → ZnCE₂ + H₂O

                        ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

Неметаллические элементы образуют преимущественно кислотные оксиды, металлические – способны давать оксиды всех видов. При этом по мере увеличения степени окисления металла, характер его оксидов меняется от основного до кислотного: MnO (основной) MnO₂, (атмосферный) MnO_3, Mn₂O₇ (кислотный). При высокой степени окисления (5, + 6, +7) металлы, как правило, образуют только кислотные оксиды. В периодах слева направо характер оксидов меняется от основного до кислотного.

 В главных подгруппах кислотный характер оксидов ослабевает сверху вниз. Так, P₂O­_5­ более кислотен, чем Sb₂O₅. Кислотный или основный характер оксидов определяется природой их внутренних химических связей. В кислотных оксидах элемент соединен с кислородом ковалентными связями; в основных – ионными, в амфотерных – связи частично ионные, частично ковалентные.

 Основания и кислородные кислоты являются гидроксидами, поскольку их можно рассматривать как вещества, получившиеся в результате взаимодействия оксидов с водой. Однако, гидроксидами обычно называют только основания и амфотерные гидроксиды. Подвергаясь в растворах электролитической диссоциации, кислоты образуют ионы водорода и ионы кислотного остатка, основания – ионы металла и гидроксильные ионы.

                         HCL = H⁺ + CL^-

                         NaOH = Na⁺ + OH^-

 Амфотерным оксидами соответствуют амфотерные гидроксиды, способные к взаимодействию и с кислотами, и с основаниями.

                          Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄+ 2H₂O

                          Zn(OH)₂ + 2NaOH → NaZnO₂ + 2H₂O

Предполагается, что эта способность основана на том, что амфотерные гидроксиды в состоянии диссоциировать и по основному типу, образуя ионы OH^- , и по кислотному, образуя ионы H⁺ .

 

В первом случае имеет место

                                     Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^-

Во втором

                                     Zn(OH)₂ = 2H⁺ + ZnO₂^2-

Диссоциация по кислотному типу происходит в щелочной среде, по щелочному – в кислотной. Существует и другая теория, дающая объяснение своеобразным свойствам амфотерных электролитов – теория комплексных соединений. Амфотерность гидроксидов объясняется их способностью к образованию комплексов.

 Типичные амфотерные гидроксиды образованны элементами второй группы – Be (OH)₂, Zn (OH)₂, третьей – Al(OH)₃, Ga(OH)₃, In(OH)₃. Характерна амфотерность и для гидроксидов элементов четвертой группы – Sn(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂, Pb(OH)₄.

Выяснить причину основности или кислотности того или другого гидроксида можно оценив характер химической связи между центральным атомом и группами ОН.

Если это ковалентные связи, как H₂SO₄ , то гидроксид оказывается кислотой, если же ионные как в NaOH, то-основанием. Объясняется это тем, что при наличии в гидроксиде ковалентной связи (в нашем примере связи между серой и кислородом) молекулы растворителя не будут действовать на нее достаточно интенсивно, а подействуют вместо этого на более полярную связь О – Н. Это и повлечет за собой появление в растворе ионов Н⁺, типичных для кислоты. И в случае же едкого натра полярные молекулы растворителя в первую очередь действуют на связь Na – O , как ионную, после чего в раствор переходят ионы ОН^- , типичные для щелочей.

Так как неметаллы соединяется с кислородом ковалентными связями, то их гидроксиды могут диссоциировать в водных растворах только по кислотному типу. Связи же атомов металлов с кислородом значительно разнообразней по степени своей ионности (или ковалентности) и поэтому среди гидроксидов металлов встречаются как кислоты, так и основания и амфотерные соединения. Например Cr(OH)₂ – основание, Cr(OH)₃ – амфотерное соединение, H₂CrO₄ – кислота. Основный характер Cr(OH)₂ вызван тем, что связь хрома со степенью окисления +2 с кислородом более ионна, чем связь кислорода с водородом. Амфотерность Cr(OH)­₃ обусловлена примерно одинаковой степенью ионности связи Cr со степенью окисления +3 с кислородом и связей кислорода с водородом. Кислотность H₂CrO₄ объясняет высокой положительной валентностью хрома (+6) обеспечивающей самостоятельное существование ионов CrO₄^2- в растворе.

Связи между атомами хрома и кислорода в CrO₄^2- ковалентны, поэтому в растворе разрываются не они, а более полярные связи О – Н, т.е. вещество диссоциирует по кислотному типу.

Рост положительной степени окисления слева направо в периодах, а также уменьшение радиусов атомов элементов в периодах способствует усилению ковалентного характера в химических связях между атомами этих элементов и атомами кислорода, и тем самым приводит к усилению кислотности оксидов и гидроксидов элементов.

   Соль представляет собой продукт замещения водорода кислоты металлом или группой атомов, способной образовать положительные ионы (например NH₄⁺ – ион аммония). Если водород кислоты полностью замещен на металл (Na₂SO₄ сульфат натрия) соль называют средней; при частичном замещении – кислой (NaHSO₄- гидросульфат натрия). Соли металлов, гидроксиды которых малорастворимы, могут содержать группы ОН или атомы кислорода. Такие соли называются основными, например, CuOHCl –хлорид гидроксимеди, FeOCl – хлорид оксожелеза(III). Если при одном кислотном остатке находятся два металла, то такие соли называются двойными, например, NaKCO₃ – карбонат натрия – калия.

                        Примеры диссоциации солей

                       Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2-

                       KNaCO₃ = K⁺ + Na⁺ + CO₃^2-

Кислые и основные соли диссоциируют по стадиям.

                       NaHSO₄ = Na⁺ + HSO₄^-

                                       HSO₄^- = H⁺ + SO₄^2-

                        CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^-

                       CuOH⁺ = Cu²⁺ + OH^-

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Скоростью химической реакции называют изменение кон­центрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зави­сит от условий протекания процесса (концентрации реаги­рующих веществ, температуры, наличия катализатора и др.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции

2NO + О₂ → 2NO₂

закон действия масс может быть записан

υ=κС²_NOC_O2,

где υ — скорость химической реакции; κ — константа скорости; С_NO и C_O2 — концентрации реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе [например, С(к) + О₂(г) → СО₂(г)] осуществляется на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела. Так, для реакции

С(к) + О₂(г) → СО₂(г)

закон действия масс имеет вид

υ=κC_O2S,

где κ — константа скорости; C_O2 — концентрация кислорода; S — площадь поверхности раздела между фазами.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа:

,

где и  — скорости реакций при Т₂ и Т_1; γ — температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (ката­лизаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расхо­дующихся в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т. е. к уменьшению раз­ности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

---

Дата добавления: 2018-04-05; просмотров: 2377; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!