химия Вайс 2. В. Ф. ВойноЯсенецкого Министерства здравоохранения России Кафедра биохимии с курсами медицинской, фармацевтической и токсикологической химии Вайс Е. Ф., Салмина А. Б. Общая и неорганическая химия Учебное пособие
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
Решение
ρ (Н2О) =1 г/мл; ω (NaCI) = m(NaCI)·100 / m (раствора) Отсюда m (раствора)= m(NaCI)·100 / ω (NaCI)=30·100/5=600 (г) m(H2O) = m(р-ра) - m(NaCI)= 600 -30=570 (г) V(H2O) = m / ρ = 570 /1= 570 (мл) Ответ: 30 г NaCI надо растворить в 570 мл Н2О. Задача 3. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Найти эквивалентную массу железа ЭFe и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль. Решение Из условия задача следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8 – 5,6 =3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам. Следовательно: 5,6 г железа эквивалентны 3,2 г серы Э Fe г/моль « - = - « 16 г/моль Откуда Э Fe= 5,6· 16 / 3,2 =28 г/моль. Мольная масса атомов железа, численно совпадающая с его относительной молекулярной массой, равна 56 г/моль. Поскольку эквивалентная масса железа (28 г/моль) в два раза меньше мольной массы его атомов, то в 1 моле железа содержится 2 эквивалента. Следовательно, эквивалент железа равен ½ моля. Задача 4. В 250 г воды растворено 50 г кристаллогидрата FeSO4·7 H2O. Вычислить массовую долю кристаллогидрата и безводного сульфата железа (П) в растворе. Решение Масса полученного раствора составляет 300 г. Массовую долю кристаллогидрата находим из пропорции: 300 г раствора - 100% 50 г кристаллогидрата - х % Х= 50·100 /300 = 16,7% Вычислим массу безводной соли в 50 г кристаллогидрата. Мольная масса FeSO4·7 H2O равна 278 г/моль, а мольная масса FeSO4 составляет 152 г/моль. Содержание FeSO4 в 50 г FeSO4·7 H2O найдем из пропорции: 278 : 152 = 50: х; х= 50·152 /278 = 27,4 г Отсюда массовая доля безводной соли в 300 г раствора равна: С= 27,4·100 /300 =9,1 % Задача 5. Сколько граммов Na2CO3 содержится в 500 мл 0,25 э раствора? Решение Сэ= m (Na2CO3) / M 1/z(Na2CO3)·V(л); Отсюда: m= 0,25·126·1/2 ·0,5 = 7,875г Ответ: в 500 г 0,25 э раствора содержится 7,88 г Na2CO3. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов кислорода и атомов другого элемента. Дать определения основным, амфотерным и кислотным оксидам, привести примеры. Гидроксиды – сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксильных групп; - электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только анионы гидроксила. Номенклатура Fe(OH)3 – гидроксид железа (Ш). Классификация (растворимые (КОН), нерастворимые Fe(OH)2:, амфотерные Al(OH)3; однокислотные (NaOH); двухкислотные Ва(ОН)2: трехкислотные Fe(OH)3 и др. Кислоты – сложные вещества, образующие при диссоциации только катионы Н+ (протоны) или ион гидроксония Н3О+ НС1 + Н2О ↔ Н3О+ + С1- По способности диссоциировать кислоты бывают сильные и слабые; По количеству ионов Н+ способных замещаться на катионы металла: Одноосновные (НСI; HNO3; НСООН; СН3СООН) Двухосновные (Н2SO4, H2C2O4) Трехосновные (H3PO4, H3BO3). Кислоты бывают бескислородные (HCL, H2S) и кислородосодержащие (H2CO3, H2SO4). Различают органические и минеральные. Соли Соли – сложные вещества, образующие при диссоциации катионы металлов и анионы кислотных остатков или комплексные ионы. Cr2 (SO4)3 ↔ 2Cr3+ + 3SO42- K3[Cr(OH)6] ↔ 3K+ + [Cr(OH)6]3- Классификация солей: средние, кислые, основные, комплексные, двойные и смешанные. Двойные соли состоят из двух различных катионов при одинаковом анионе. Смешанные соли образованы из катиона одного металла и двумя различными анионами . Способы получения солей:
Оксид амфотерный + щелочь (расплав):
СО2 + NaOH → NaHCO3
AI + 2 NaOH+ 6 Н2О→ 2Na [AI (OH)4] + 3H2
Химические свойства солей Соли вступают в реакции замещения с более активными металлами, в реакции обмена с кислотами, щелочами и между собой. Основной из важнейших реакцией солей является реакция гидролиза. Гидролиз солей Гидролиз – химическое взаимодействие воды и ионов соли, сопровождающееся образованием слабых кислот или оснований, солей: кислых и основных и сопровождается изменением кислотности среды. Вода амфотерна, т.е. она может отщеплять протон (Н+) и присоединять протон: НОН + НОН ↔ Н3О+ + ОН- AI3+ + HOH ↔ AIOH2+ + H+ среда кислая СО32- + НОН ↔ НСО3- + ОН - среда щелочная Многие реакции гидролиза обратимы. Гидролиз – эндотермический процесс, поэтому при н.у. соли, образованные многозарядными ионами гидролизуются в большей степени по 1 ступени. При нагревании гидролиз увеличивается, т.е. идет до последней ступени. Подчиняясь принципу Ле -Шателье, с разбавлением гидролиз увеличивается. Процесс гидролиза характеризуется двумя величинами:
2. Степенью гидролиза (α г), которая равна отношению числа молей соли, подвергшихся гидролизу (n), ко всему числу молей соли до начала гидролиза (N). α = n / N Возможны следующие случаи гидролиза:
Na+ + CI- +HOH ↔ Na++ OH-+H+ + CI- Формально продуктами реакции являются два сильных электролита, они полностью диссоциируют и краткий ионный итог реакции следующий: НОН = [Н+]·[ОН -], реакция среды не изменилась (рН=7). Гидролиз не идет.
а) KNO2 – соль образована одноосновной кислотой и однокислотным основанием, следовательно, гидролизуется в одну ступень: KNO2 + НОН ↔ Н NO2 + КОН К+ + NO2- + НОН ↔ Н NO2 + К+ + ОН- NO2- + НОН ↔ Н NO2 + ОН- Среда щелочная, рН>7. б) Na2CO3 + НОН ↔ NaHCO3 + NaOH 2 Na+ + CO32-+ НОН ↔ Na+ + HCO3- + Na++ ОН- CO32-+ НОН ↔ HCO3-+ ОН- Реакция среды щелочная, рН>7 2 ступень: NaHCO3 + НОН ↔ H2CO3 + NaOH Na+ + НCO3-+ НОН ↔ H2CO3 + Na++ ОН- НCO3-+ НОН ↔ H2CO3 + ОН- Реакция среды щелочная, рН>7
1 ступень: AICI3 + HOH ↔ AIOHCI2 + HCI AI3+ + 3CI- +HOH ↔ AIOH2+ +H++ 2CI- AI3++HOH ↔ AIOH2+ +H+- среда кислая, рН<7 2 ступень: AIOHCI2+ HOH ↔ AI(OH)2CI + HCI AIOH2++2CI- +HOH ↔ AI(OH)2+ +H++ 2CI- Среда кислая, рН<7 3 ступень: AI (OH) 2 CI + HOH ↔ AI (OH)3↓+ HCI AI (OH) 2++CI- +HOH ↔ AI (OH)3↓ + H++ CI- AI (OH) 2++ HOH ↔ AI (OH)3↓ + H+ Среда кислая, рН<7 Из ионных уравнений видно, что катион слабого основания, связав, ионы ОН-, обуславливает появление избытка ионов Н+. Таким образом, при гидролизе меняется реакция среды, в данном случае она кислая. 1V. Соль слабого основания и слабой кислоты. NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN NH4+ + CN-+ HOH ↔ NH4OH + HCN Реакция среды близка к нейтральной. Если соль слабого основания и слабой кислоты содержит многозарядный катион (AI2S3), то для определения возможности гидролиза необходимо посмотреть таблицу растворимости. Если соль в воде не растворима (FeS), гидролиз ее не идет. Если же в таблице растворимости стоит прочерк (AI2S3), то соль полностью разлагается водой, гидролиз ее идет необратимо и до конца: AI2S3 + 6Н2О→ 2AI (OH)3↓ + 3 H2S↑ Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием и хотя бы одно из них летуче, то гидролиз идет сразу по последней ступени, необратимо: (NH4)2CO3 +2HOH → 2 NH4OH + H2CO3 Реакция среды зависит от степени диссоциации образовавшихся продуктов реакции NH4OH и H2CO3. Число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты (случай П) и от кислотности слабого основания (случай Ш). Пример 1. Составить молекулярные и краткие ионные уравнения ступенчатого гидролиза сульфата меди (П). Решение CuSO4 – соль слабого двухкислотного основания и сильной двухосновной кислоты, гидролиз может идти в 2 ступени по катиону. 1 ступень: 2 CuSO4+2HOH ↔ (CuOH)2SO4 +H2SO4 2Cu2+ +2HOH ↔2CuOH++2H+ Среда кислая, рН<7 2 ступень: (CuOH)2 SO4 +2HOH ↔2Cu(OH)2↓ +H2 SO4 2CuOH+ + 2HOH ↔2Cu(OH)2↓ +2H+ - реакция среды кислая Пример 2. Смешали эквивалентные количества водных растворов ацетата Fe(Ш) и карбоната калия. Составить уравнения реакций, ответ мотивировать. Решение В результате обменных реакций между водными растворами солей не всегда образуются две новые соли. Одна из них может подвергаться необратимому гидролизу с образованием слабого нерастворимого основания и слабой кислоты, например: 2Fe(CH3COO)3 + 3 K2CO3→Fe2(CO3)3 + 6 CH3COOK В данном случае соль Fe2(CO3)3 в водном растворе необратимо гидролизуется по Ш ступени: Fe2 (CO3)3 + 6НОН→2Fe(OH)3↓ + 3H2CO3 Суммируя эти уравнения, получаем: 2Fe (CH3COO)3 + 3 K2CO3 + 6НОН→2Fe(OH)3↓ + 3H2CO3+6СН3СООК Или в ионном виде: 2Fe3+ + 3CO32-+ 6НОН→2Fe(OH)3↓ + 3H2CO3 Пример 3. Определить, состав смеси сульфида Fe(П) и сульфида A (в % по массе), если при обработке 238 г смеси водой выделяется 67,2 л газа. Решение FeS +HOH → не растворяется AI2S3 + 6Н2О→ 2AI (OH)3↓ + 3H2S↑ AI2S3 – соль слабого основания и слабой летучей кислоты при обработке водой необратимо гидролизуется М (AI2S3)= 150 г/моль V(газ) = V /Vм=67,2 / 22,4 = 3 моль Из уравнения следует – гидролизу подвергался 1 моль AI2S3 m (FeS) в смеси= m смеси – m AI2S3= 238 – 150=88 г ω (FeS)=m (FeS)/m смеси·100%=88/238=37% ω (AI2S3)=100% - 37% = 63% Ответ: ω (AI2S3)= 63%; ω (FeS) = 37% Кислотно-основные свойства воды. Водородный показатель – рН растворов. Вода. Строение молекулы: кислород в молекуле находится в sp3 гибридном состоянии, угол между гибридными орбиталями составляет 104,50, связь О-Н сильно поляризована и так как полярные связи расположены под углом, то и молекула воды в целом полярна. Вследствие высоких эффективных зарядов на атоме кислорода и атомах водорода, между молекулами воды образуются межмолекулярные водородные связи О-Н···О-Н ··· - водородная связь. Каждая молекула оказывается связанной водородными связями с четырьмя другими. Строением воды, а именно наличием водородной связи объясняются такие «аномальные» свойства ее, как текучесть, высокая температура кипения. Вследствие дипольного характера ее молекул вода является хорошим растворителем для веществ с ионными и ковалентными полярными связями. При Т=+40С она имеет наибольшую плотность 1г/см3. Выше и ниже этой температуры плотность воды уменьшается, у всех других веществ плотность с понижением температуры увеличивается. Вода - слабый электролит, Кд воды = 1,86·10-16; молекула воды способна к самопроизвольной ионизации. Поэтому она ведет себя и как донор и как акцептор протонов: НОН ↔ Н+ + ОН - или 2Н2О ↔ Н3О+ +:ОН- Как слабый электролит вода характеризуется константой равновесия, которая по закону действующих масс для реакции диссоциации воды: НОН ↔ Н+ + ОН- равна Кд = [Н+] · [:ОН -] / [НОН]; Ионное произведение воды [Н+] · [:ОН -] = Кд ·[НОН]; [НОН] = 1000г / 18г/моль= 55,56 моль/л [Н+] · [:ОН-]= 1,86·10-16·55,56= 10-14 при Т=2980К Это константа воды Кw=10-14 зависит от температуры: при 370С Кw=10-13,5 при 500С Кw=10-13,0 в нейтральной среде молярные концентрации [Н+]= [ОН-] = 10-7 в кислой [Н+]>10-7; в щелочной [Н+]<10-7; рН – показатель концентрации протонов, численно равный отрицательному десятичному логарифму концентрации протонов. рН= -lg[Н+] (десятичный логарифм lg- это показатель степени, в которую возводится основание десять). рН 0,1 э НСL; рН= - lg[Н+]= - lg[0,1]= - lg[10-1]=1 Аналогично рОН = - lg[ОН-]. рН + рОН =14 – это логарифмическая форма ионного произведения воды. Таким образом: в нейтральной среде [Н+]=10-7моль/л; рН=7; в кислой среде [Н+]>10-7 моль/л; рН<7; в щелочной среде [Н+]>10-7 моль/л; рН>7; Кислотность среды (рН) в организме имеет большое значение, например, рН желудочного сока равен 0,9-1,1 в норме; рН крови 7,36; слезная жидкость имеет рН 7,4; сок поджелудочной железы имеют рН=7,7 и т.д. |