ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ - КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ ОБЩИЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ
←
→
Транскрипция содержимого страницы
Если ваш браузер не отображает страницу правильно, пожалуйста, читайте содержимое страницы ниже
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
МОГИЛЁВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ
КАФЕДРА ХИМИИ
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ
ДЛЯ СТУДЕНТОВ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ
ЧАСТЬ 1
ОБЩИЕ ВОПРОСЫ ХИМИИ
МОГИЛЁВ 2002УДК 541
Рассмотрен и рекомендован к изданию на заседании
кафедры химии.
Протокол № 7 от 27 декабря 2001 г.
Рассмотрен и рекомендован к изданию
на секции выпускающих кафедр.
Протокол № 5 от 27 февраля 2002 г.
Составитель ст. преподаватель Огородников В.А.
Рецензент к.х.н., доцент Ясинецкий В.В.
© Могилёвский государственный университет продовольствия3
СОДЕРЖАНИЕ
Лекция 1 Основные химические понятия .………………………………...5
Лекция 2 Основные классы неорганических соединений …………….…11
2.1 Введение …………………………………………………………11
2.2 Оксиды ..…………………………………………………………11
2.3 Основания ……………………………………………………….14
2.4 Кислоты ..………………………………………………………..15
2.4.1 Классификация кислот …………………………..……………15
2.4.2 Номенклатура кислот и их солей ……………………………..15
2.5 Соли ………..……………………………………………………...22
2.5.1 Номенклатура средних, кислых и основных солей ..………..22
2.5.2 Солеобразные оксиды .…………..……………………………25
2.5.3 Диссоциация солей в водных растворах ...…..………………26
Лекция 3 Стехиометрические законы химии ……………………………..26
Лекция 4 Типы химических реакций ..……………………………………29
4.1 Введение ..………………………………………………………..29
4.2 Реакции ионного обмена .………………………………….……30
4.3 Окислительно-восстановительные реакции ………...………….33
4.3.1 Общие сведения об окислительно-восстановительных
реакциях ….……………………………………………………..33
4.3.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций ионно-электронным методом
(методом полуреакций) ……………………………………….34
Лекция 5 Понятие о химическом равновесии …………………………….40
5.1 Константа химического равновесия …..………………………..40
5.2 Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье ..…43
5.3 Основные типы задач на химическое равновесие …..…………46
Лекция 6 Общие свойства растворов ..……………………………………48
6.1 Характеристика растворов. Процесс растворения …..…………48
6.2 Способы выражения концентрации растворов …………………50
6.3 Растворимость …………………………………………………….52
Лекция 7 Растворы электролитов ………………………………………….53
7.1 Основные положения теории
электролитической диссоциации ..………………………………53
7.2 Степень диссоциации ..…………………………………………..554
7.3 Константа диссоциации ..………………………………………..56
7.4 Расчёт концентраций ионов в растворах
сильных электролитов ……………………………………………57
7.5 Расчёт концентраций ионов в растворах
слабых электролитов …………..…………………………………58
7.6 Закон разбавления Оствальда ……………………………………60
7.7 Диссоциация воды. Водородный показатель ..…………………62
7.8 Понятие о буферных растворах .…………………………………64
7.9 Произведение растворимости ...………………………………….66
7.10 Равновесия в реакциях ионного обмена ……………………….69
Лекция 8 Гидролиз солей …………………………………………………..71
8.1 Общие представления о гидролизе солей ..………………….…71
8.2 Константа гидролиза ..……………………………………………72
8.3 Степень гидролиза соли; её связь с константой гидролиза .…..74
8.4 Гидролиз солей, образованных многозарядными
катионами и анионами ..…………………………………………75
8.5 Смещение равновесия гидролиза ……………………………….77
8.6 Соли, взаимно усиливающие гидролиз друг друга …………….78
8.7 Кислые гидролизующиеся соли …………………………………79
Лекция 9 Электрохимические процессы …………………………………80
9.1 Понятие об электродном потенциале …………………………...80
9.2 Понятие о гальваническом элементе ……………………………81
9.3 Теория электродных потенциалов; уравнение Нернста ..……...82
9.4 Окислительно-восстановительные потенциалы
и направление протекания окислительно-
восстановительных реакций ….………………………………….85
9.5 Электролиз .…………………..…………………………………...87
9.5.1 Электролиз расплавов …………………………………………88
9.5.2 Электролиз водных растворов …………………………………88
9.5.3 Применение электролиза в промышленности ……………….92
9.6 Понятие о контактной коррозии металлов …..…………..…….93
Литература …………………………………………………………………..955
ЛЕКЦИЯ 1
ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ
В 1741 году М.В. Ломоносовым впервые были изложены основы атомно-
молекулярного учения, которое базируется на принципе дискретности (прерывно-
сти строения) вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит
из отдельных частиц, находящихся в непрерывном движении.
Для большинства веществ эти частицы представляют собой молекулы. Мо-
лекула – это наименьшая электронейтральная частица вещества, обладаю-
щая его химическими свойствами и представляющая собой относительно
изолированную группировку атомов.
Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении
элементарных частиц. Он электронейтрален и состоит из положительно заряжен-
ного ядра и отрицательно заряженных электронов. Носителем положительного за-
ряда ядра является протон. В состав ядер атомов также входят нейтроны – эле-
ментарные частицы, не имеющие электрического заряда. Число протонов в ядре
равно числу электронов, движущихся в пространстве около ядра; этим и объясня-
ется электронейтральность атомов.
Масса протона практически равна массе нейтрона. Масса электрона пренеб-
режимо мала по сравнению с массой атомного ядра. Поэтому суммарная масса
протонов и нейтронов составляет массу атома. Суммарное количество протонов и
нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома.
Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризую-
щийся определённой величиной заряда ядра. Ядра всех атомов данного элемента
имеют одинаковый заряд, т.к. содержат одинаковое число протонов. Но число
нейтронов в ядрах этих атомов может быть различным. Такие атомы, обладающие
одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свой-
ствами), но разным числом нейтронов (а значит и разной массой) называются
изотопами. Для обозначения изотопов к символу элемента слева вверху добав-
ляют индекс, указывающий массовое число изотопа: 35Cl, 37Cl; 1H, 2H, 3H. Изо-
топы водорода имеют специальные названия и обозначения: 1H – протий (H); 2H
– дейтерий (D); 3H – тритий (T).
При соединении друг с другом атомов одного и того же химического эле-
мента образуются простые вещества; в состав сложных веществ, или химических
соединений, входят атомы различных элементов. Некоторые простые вещества,
отличающиеся друг от друга по своим химическим и физическим свойствам (на-
пример, молекулярный кислород и озон, белый и красный фосфор, алмаз и гра-
фит) состоят из атомов одного и того же вида. Существование химического эле-
мента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией, а различные
простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются алло-6
тропными модификациями этого элемента.
Согласно современным представлениям электроны в многоэлектронных
атомах располагаются на нескольких электронных слоях (уровнях), находящихся
на различных расстояниях от ядра атома. Электроны наиболее удалённого от ядра
наружного слоя могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам.
При потере одного или нескольких электронов атом превращается в положительно
заряженный ион (катион), т.к. в этом случае заряд ядра атома превышает сумму
зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе элек-
троны, превращаются в отрицательные ионы (анионы). Ионы обозначают теми же
символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд: Al3+, Cl–, Fe2+, S2–.
Для отрыва электрона от атома и превращения атома в катион необходимо
затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. При отрыве пер-
вого электрона от нейтрального атома говорят о первой энергии ионизации; если
затем отрывается второй электрон – о второй энергии ионизации и т.д. Энергия,
выделяющаяся или затрачивающаяся при присоединении электрона к свободному
атому, называется сродством атома к электрону.
В настоящее время общепризнанно, что внешние электроны атома имеют
непосредственное отношение к образованию хи-
мических связей, которые, как считает современ-
ная наука, являются результатом взаимопроник-
новения (перекрывания) электронных облаков
при сближении взаимодействующих атомов.
Вследствие такого взаимопроникновения возрас-
тает плотность отрицательного заряда в про-
странстве между ядрами атомов. Положительно
заряженные ядра атомов притягиваются к облас- Рис.1.1 – Схема перекры-
ти перекрывания электронных облаков, что при- вания электронных облаков
водит к образованию химической связи (рис. 1.1). атомов водорода при обра-
Химическая связь, образованная общей зовании молекулы H2 .
для двух атомов парой электронов, называется
ковалентной связью.
Возникновение ковалентной связи при образовании молекул водорода и
хлороводорода можно схематически показать следующим образом.
H + H H H H + Cl H Cl
Эти схемы показывают, что при соединении двух атомов водорода в молекулу,
каждый из атомов приобретает устойчивую двухэлектронную оболочку, подобную
электронной оболочке атома гелия; атом хлора в молекуле хлороводорода имеет
устойчивую восьмиэлектронную оболочку, подобную электронной оболочке ато-
ма аргона.7
Связь, образованная одной общей электронной парой, называется простой
или одинарной. Если атомы имеют несколько внешних неспаренных электронов,
например, атом азота, то они могут образовать несколько электронных пар хими-
ческой связи. Такая связь называется кратной. При соединении двух атомов азота
в молекулу общими становятся три пары электронов (т.е. образуется тройная
связь); благодаря этому внешняя оболочка каждого атома азота дополняется до
устойчивой восьмиэлектронной оболочки неона.
N + N N N
Ниже показано строение молекул аммиака, воды, углекислого газа и метана.
H H
NH H O H O C O H C H
H H
При записи графических (структурных) формул химическую связь обозначают
чёрточкой, которая заменяет обозначение общей электронной пары.
H H H Cl N N
H H
O C O
N H H C H
H H O H H
Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с дру-
гими атомами, называется ковалентностью (или просто валентностью) элемен-
та в химическом соединении. Таким образом, валентность – это число химиче-
ских связей, образуемых атомом данного элемента. Валентность азота в моле-
кулах N2 и NH3 равна трём, валентность кислорода в молекулах CO2 и H2O –
двум, валентность углерода в молекулах CO2 и CH4 – четырём.
Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, например,
N2 , H2 , O2 , Cl2 , то электронное облако, образованное общей парой электронов
и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симмет-
рично относительно ядер обоих атомов. В подобном случае образуется неполяр-
ная ковалентная связь. Если же связь образована атомами различных элементов,
то общая электронная пара смещена в сторону одного из атомов, который вслед-
ствие этого приобретает отрицательный заряд, а атом, от которого смещена общая
пара электронов, приобретает заряд положительный. Образующаяся в этом случае
химическая связь называется полярной ковалентной связью.
Для оценки способности атома данного элемента в химическом соединении8
перетягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной относи-
тельной электроотрицательности. По величине относительной электроотри-
цательности элементы можно расположить в определённом порядке, например, F
> O > N > Cl > Br > I≈S > C > P > H >> щелочные и щелочноземельные металлы.
В большинстве случаев относительная электроотрицательность неметаллов
больше относительной электроотрицательности металлов.
Общая пара электронов смещена к атому с большей электроотрицательно-
стью; это смещение тем значительнее, чем сильнее различаются электроотрица-
тельности взаимодействующих атомов. Смещение общего электронного облака
приводит к тому, что плотность отрицательного заряда оказывается более высокой
вблизи более электроотрицательного атома; этот атом приобретает избыточный
отрицательный заряд, а второй атом – избыточный положительный заряд.
Если общая электронная пара окажется полностью перетянутой от одного
атома к другому, то в этом случае один атом превратится в положительно заря-
женный ион, а другой – в отрицательно заряженный.
+ -
Na + Cl Na Cl Na + Cl
Химическая связь между образовавшимися ионами возникает в результате
электростатического притяжения и называется ионной связью. Таким образом,
ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярно-ковалентной свя-
зи. Ионная связь образуется между атомами, сильно отличающимися по электро-
отрицательности, например, атомами щелочных металлов и атомами галогенов.
Следует заметить, что далеко не все вещества состоят из молекул. Подав-
ляющее большинство солей имеет ионную структуру; в узлах ионной кристалли-
ческой решетки находятся положительно и отрицательно заряженные ионы. С
другой стороны, многие вещества (например, алмаз) имеют атомную кристалли-
ческую решётку, в узлах которой находятся атомы, связанные друг с другом кова-
лентными связями. В случае веществ с ионной или атомной кристаллической ре-
шёткой невозможно выделить отдельную молекулу, которая, как было сказано ра-
нее, представляет собой относительно изолированную группировку атомов.
Неравномерность распределения электронов между атомами в соединении
отражается понятием степень окисления. Атом, который перетягивает к себе об-
щую электронную пару и приобретает в результате этого отрицательный заряд,
характеризуется отрицательной степенью окисления. Другой атом, от которого
смещается общая электронная пара и который, вследствие этого, приобретает по-
ложительный заряд, имеет положительную степень окисления. Таким образом,
степень окисления – это тот условный заряд, который имел бы данный атом
в соединении, если бы всё соединение состояло из ионов. Следует особо под-
черкнуть, что речь идёт об условном заряде. Если бы, например, молекула хлоро-
водорода, состояла из ионов, то атом водорода имел бы заряд +1, а атом хлора –9
минус 1. На самом же деле атомы хлора и водорода в молекуле HCl связаны не
ионной, а полярноковалентной связью, поэтому их истинные заряды отличаются
от единицы. Понятно, что в простых веществах, с неполярными связями, напри-
мер, H2, Cl2, O2, степень окисления элементов равна нулю.
Некоторые элементы проявляют постоянную степень окисления, но для
большинства элементов она в различных соединениях различна. Постоянную сте-
пень окисления в соединениях с другими элементами имеют щелочные металлы
(+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Водород в большинстве соеди-
нений имеет степень окисления +1, а кислород – минус 2.
Для элементов с непостоянной степенью окисления, её величину легко рас-
считать, зная формулу соединения и учитывая, что суммарный заряд всех атомов
равен заряду частицы. Заряд электронейтральных частиц, каковыми являются мо-
лекулы, равен нулю.
Например, для определения степени окисления хрома в молекуле H2Cr2O7
обозначим через x степень окисления каждого атома хрома. Степень окисления
каждого атома водорода равна +1, каждого атома кислорода – минус 2. Из условия
электронейтральности молекулы получаем: 2·(+1) + 2·x + 7·(-2) = 0; x = + 6.
Расчёт степени окисления атома в сложном ионе проводится аналогично, с
тем лишь отличием, что суммарный заряд всех атомов в ионе равен заряду иона.
Например, для определения степени окисления мышьяка в ионе H2AsO4– обозна-
чим через x степень окисления атома мышьяка и учтём, что степень окисления
каждого атома водорода равна +1, каждого атома кислорода – минус 2, а заряд
всего иона равен минус 1. Следовательно, 2·(+1) + x + 4·(-2) = -1; x = +5.
Очень часто степень окисления по модулю равна валентности (т.е. числу
химических связей, которые образует данный атом). Например, в молекуле ам-
миака NH3 степень окисления азота – минус 3, и валентность азота по числу обра-
зованных связей также равна 3. Однако так бывает не всегда. Например, в моле-
куле пероксида водорода H2O2 (графическая формула H–O–O–H) степень окисле-
ния каждого атома кислорода равна минус 1, а валентность – двум.
Высшая степень окисления элемента определяется максимальным числом
электронов, которое может отдать электронейтральный атом при его полном
окислении.
Низшая степень окисления элемента определяется числом электронов, ко-
торое должен присоединить нейтральный атом для образования устойчивого
восьмиэлектронного внешнего слоя, характерного для атомов инертных газов.
Если степень окисления элемента находится в интервале между высшим и
низшим значениями, то в этом случае говорят о промежуточной степени окис-
ления.
Характерные и устойчивые степени окисления атомов определяются поло-
жением элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева. Для элементов глав-
ных подгрупп нужно иметь в виду следующее.10
1) Для любого элемента, за исключением фтора и кислорода, высшая сте-
пень окисления элемента равна номеру группы N. Например, высшая степень
окисления углерода равна +4, фосфора +5, серы +6, хлора +7.
2) Низшая степень окисления неметаллов (элементов IV – VII) групп равна
номеру группы минус восемь (N-8): именно столько электронов должен присое-
динить атом, чтобы образовать устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию.
Например, в соединениях CH4, NH3, H2S, HCl, атомы углерода, азота, серы и хлора
находятся в низших степенях окисления (-4; -3; -2; -1 соответственно). Для метал-
лов нехарактерны отрицательные степени окисления: металлы тем и отличаются
от неметаллов, что отдают электроны, а не принимают, вследствие чего низшая
степень окисления типичных металлов равна нулю.
3) Для элементов IV – VII групп характерны промежуточные степени окис-
ления, равные номеру группы минус два (N-2). Например, CO, SnO, PbO (степень
окисления + 2 у элементов четвёртой группы); N2O3, P2O3, As2O3, Sb2O3, Bi2O3
(степень окисления +3 у элементов пятой группы); SO2, SeO2, TeO2 (степень окис-
ления +4 у элементов 6 группы); Cl2O5, HBrO3, HIO3 (степень окисления +5 у эле-
ментов седьмой группы).
Следует также запомнить, что азот образует соединения со степенями окис-
ления -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, а хлор, бром и йод могут иметь степе-
ни окисления равные -1, 0, +1, +3, +5, +7.
У элементов побочных подгрупп нет такой простой связи между номером
группы и степенью окисления. Поэтому в начальный период обучения следует
просто запомнить наиболее устойчивые степени окисления часто встречающихся
d-элементов.
Cu +1, +2 Zn +2 Cr +2, +3, +6 Fe +2, +3
Ag +1 Cd +2 Mn +2, +4, +6, +7 Co +2
Au +1, +3 Hg +2 Ni +211
ЛЕКЦИЯ 2
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
2.1 Введение
Основными классами неорганических соединений являются оксиды, кис-
лоты, основания и соли.
Оксиды – это бинарные соединения, т.е. соединения, состоящие из двух
элементов, одним из которых является кислород в степени окисления минус 2.
Кислоты – это соединения, молекулы которых состоят из атомов водорода,
способных замещаться на металл, и кислотного остатка и диссоциирующие в вод-
ных растворах с отщеплением ионов водорода H+.
Основания – это соединения, состоящие из атомов (ионов) металла и гидро-
ксогрупп OH и диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и гидро-
ксид-ионы OH–.
Соли – это соединения, состоящие из катионов металла (аммония и др.) и
анионов кислотного остатка и диссоциирующие в водных растворах на эти катио-
ны и анионы.
2.2 Оксиды
Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобра-
зующие. Большинство оксидов – солеобразующие, т.к. при определённых услови-
ях они могут вступать в химические реакции с образованием солей. Солеобра-
зующие оксиды в свою очередь подразделяются на кислотные, основные и ам-
фотерные.
Основным классифицирующим признаком кислотного или основного окси-
да, является соединение, соответствующее гидратации оксида.
Кислотным оксидам соответствует кислота, которая получается либо непо-
средственным взаимодействием оксида с водой, либо косвенным путём. Кислот-
ные оксиды образуют все неметаллы, а также металлы в степени окисления +4 и
выше. Примеры кислотных оксидов: B2O3, CO2, N2O3, N2O5, P2O5, SO3, Cl2O7,
V2O5, CrO3, Mn2O7 . Многие (но не все) кислотные оксиды хорошо растворяются в
воде с образованием кислот:
SO3 + H2O → H2SO4; Mn2O7 + H2O → 2 HMnO4;
P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4; B2O3 + H2O → 2 HBO2.
Кислотные оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты,
часто называют ангидридами этих кислот. Например, SO3 является ангидридом
серной кислоты. Ангидриды можно получать дегидратацией (отщепление воды)
соответствующих кислот путём нагревания или действием сильных поглотителей
воды, например P2O5:12
t°
2 H3BO3 B2O3 + 3 H2O ;
P2O5
2 HClO4 Cl2O7 + H2O .
Некоторые кислотные оксиды являются смешанными ангидридами двух ки-
слот. Например, NO2 является смешанным ангидридом азотной и азотистой ки-
слот: 2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 .
Одним из наиболее важных свойств кислотных оксидов является их способ-
ность взаимодействовать с сильными основаниями (щелочами) с образованием
соли соответствующей кислоты и воды:
CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O; SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O.
Кислотные оксиды также способны взаимодействовать с основными оксидами с
образованием соли: сплавление
CaO + SiO2 CaSiO3;
CaO + CO2 → CaCO3; Na2O + SO3 → Na2SO4 .
Если какой-нибудь кислотный оксид, например SiO2, не взаимодействует с
водой, то соответствующая ему кислота может быть получена косвенным путём,
по схеме кислотный оксид → соль → кислота:
SiO2 + 2 NaOH → Na2SiO3 + H2O; Na2SiO3 + 2 HCl → H2SiO3↓ + NaCl .
Основным оксидам соответствуют основания. К основным оксидам отно-
сятся все оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, а
также некоторые оксиды, образованные другими металлами в степени окисления
не выше +3. Примеры основных оксидов: Na2O, CaO, MgO, BaO, NiO, FeO, La 2O3,
MnO и др.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реаги-
руют с водой, с образованием оснований:
Na2O + H2O → 2 NaOH; CaO + H2O → Ca(OH)2 .
Одним из наиболее важных свойств основных оксидов является их способ-
ность реагировать с кислотами с образованием соли и воды:
CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O; CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
Как уже было показано выше, основные оксиды реагируют с кислотными с обра-
зованием соли.
Если основной оксид непосредственно не взаимодействуют с водой, то со-
ответствующее ему основание, можно получить косвенным путём по схеме
основной оксид → соль → основание:
FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O; FeSO4 + 2 KOH → Fe(OH)2↓ + K2SO4 .13
Амфотерные оксиды – это оксиды, которые могут проявлять свойства как
кислотных, так и основных оксидов. Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO,
Al2O3, Cr2O3, GeO2, Sb2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Ga2O3, In2O3, MnO2, Fe2O3.
Амфотерные оксиды способны реагировать и с кислотами (как основные оксиды),
и со щелочами (как кислотные оксиды):
Cr2O3 + 6 HCl → 2 CrCl3 + 3 H2O; Cr2O3 + 2 NaOH → 2 NaCrO2 + H2O.
Чем более металличен элемент, тем более основные свойства характерны
для его оксидов и гидроксидов, и, напротив, чем более неметалличен элемент, тем
более кислотными свойствами обладают его оксиды и гидроксиды. В главных
подгруппах с увеличением порядкового номера элемента усиливаются металличе-
ские свойства, поэтому для элементов главных подгрупп наблюдается усиление
основных свойств их оксидов и гидроксидов при движении по подгруппе сверху
вниз. Так, BeO – амфотерный оксид, CaO – основной; P2O3 – кислотный оксид,
Bi2O3 – основной.
В побочных подгруппах закономерность чаще обратная: сверху вниз метал-
лические свойства элементов, основные свойства оксидов и гидроксидов ослабе-
вают: например, CrO должен обладать более основными свойствами, чем WO.
В периодах слева направо с уменьшением металличности элементов ослабе-
вают их основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов:
MgO – основной оксид, Al2O3 – амфотерный, P2O3 – кислотный.
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов зависят также от сте-
пени окисления элемента: с увеличением степени окисления ослабевают основные
и усиливаются кислотные свойства: CrO – основной оксид, Cr2O3 – амфотерный,
CrO3 – кислотный.
Класс несолеобразующих оксидов немногочислен. К нему относят оксиды,
которые при обычных условиях не взаимодействуют ни с водой, ни с кислотами,
ни со щелочами, а также не взаимодействуют друг с другом с образованием соли.
Примеры несолеобразующих оксидов: NO, N2O, CO.
В настоящее время за основу номенклатуры неорганических соединений
принята номенклатура, разработанная Международным Союзом по теоретической
и прикладной химии (IUPAC).
Названия оксидов образуются из слова «оксид» и названия элемента в роди-
тельном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях ука-
зывается валентность элемента: FeO – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III),
H2O – оксид водорода.
Рассмотренные выше формулы оксидов носят название брутто-формул; они
показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения.
Графические формулы показывают состав, последовательность присоединения
атомов, а также кратность возникающей связи. При записи графической формулы
следует учитывать, что если в состав молекулы оксида входит не один, а несколь-
ко атомов данного элемента, то они должны быть соединены через атомы кисло-14
рода.
Существуют вещества – соединения элементов с кислородом, – которые, от-
носясь по составу к классу оксидов, по строению могут быть причислены к классу
солей. К таким веществам принадлежат, в частности, пероксиды металлов, на-
пример, пероксид бария. По своей природе пероксиды представляют собой соли
очень слабой кислоты – пероксида водорода H–O–O–H. Следует заметить, что, в
отличие от оксидов, степень окисления кислорода в пероксидах равна минус 1. К
солеобразным соединениям относятся и такие оксиды как Fe3O4 – оксид железа
(II,III), Pb2O3, Pb3O4 – оксиды свинца (II,IV), Mn3O4 – оксид марганца (II,IV),
формулы которых можно представить в виде солей: Fe(FeO2)2, PbPbO3, Pb2PbO4 ,
Mn2MnO4 . Более подробно эти соединения рассматриваются в разделе 2.5.2 дан-
ной лекции.
2.3 Основания
Главным свойством оснований является их способность диссоциировать в
водном растворе с отщеплением гидроксид-ионов и реагировать с кислотами и
кислотными оксидами с образованием солей и воды. В реакциях с кислотами гид-
роксогруппы оснований замещаются на ионы кислотных остатков. Число гидро-
ксогрупп в молекуле основания, способных заместиться на анионы кислотных ос-
татков, называют кислотностью основания. Например, NaOH – однокислотное ос-
нование, Fe(OH)3 – трёхкислотное.
По степени диссоциации в водных растворах различают сильные и слабые
основания. Сильные основания (к ним относятся гидроксиды щелочных и щелоч-
ноземельных металлов) диссоциируют полностью и необратимо:
NaOH → Na++ OH– ; Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH– .
Слабые основания диссоциируют неполностью, процесс их диссоциации
обратим, при этом многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Al(OH)3 ⇆ Al(OH)2+ + OH–
Al(OH)2+ ⇆ AlOH2+ + OH–
AlOH2+ ⇆ Al3+ + OH– .
Название оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в роди-
тельном падеже: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Ниже показаны примеры графических формул оснований.15
2.4 Кислоты
2.4.1 Классификация кислот
Кислоты можно классифицировать по различным признакам: составу, ос-
новности, силе. По составу все кислоты подразделяют на кислородсодержащие и
бескислородные, по основности – на одноосновные и многоосновные. Основно-
стью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных
заместиться на атомы металла.
В водном растворе кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы
кислотного остатка, при этом диссоциация сильных кислот протекает полностью и
необратимо. К сильным кислотам относятся: серная, соляная (хлороводородная),
бромоводородная, йодоводородная, азотная, хлорная.
HCl → H+ + Cl– H2SO4 → 2 H+ + SO42–
Молекулы слабых кислот диссоциируют неполностью, и процесс их диссо-
циации обратим. Поэтому в растворах слабых кислот находятся в равновесии и
непродиссоциировавшие молекулы, и ионы водорода, и ионы кислотного остатка.
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H3PO4 ⇆ H+ + H2PO4–
H2PO4– ⇆ H+ + HPO42–
HPO42– ⇆ H+ + PO43– .
Примеры слабых кислот: плавиковая (фтороводородная), сероводородная,
угольная, сернистая, фосфорная, синильная (цианистоводородная), муравьиная,
уксусная и другие органические кислоты.
При составлении уравнений диссоциации следует учитывать, что отрица-
тельный заряд на анионе кислотного остатка равен сумме отщепившихся от ней-
тральной молекулы ионов водорода.
2.4.2 Номенклатура кислот и их солей
Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: сначала следует
название элемента, образовавшего кислоту, а затем слово «водородная». Напри-
мер, HF – фтороводородная, HCl – хлороводородная, HBr – бромоводородная, H2S
– сероводородная, H2Se – селеноводородная, H2Te – теллуроводородная.
Названия солей бескислородных кислот образуются от названия элемента и
имеют окончание -ид. Например, любая соль хлороводородной кислоты HCl на-
зывается хлорид: NaCl – хлорид натрия, CuCl2 – хлорид меди (II), AlCl3 – хлорид
алюминия. Примеры названий солей других бескислородных кислот: соли HF –
фториды, соли HBr – бромиды, соли HI – иодиды, соли H2S – сульфиды, соли
H2Se – селениды, соли H2Te – теллуриды. Следует обратить внимание, что окон-
чание -ид характерно для бинарных соединений.
При составлении названий кислородсодержащих кислот и их солей необхо-
димо иметь в виду следующее. Если степень окисления элемента, образовавшего
кислородсодержащую кислоту равна номеру группы (высшая степень окисления),16
то название этой кислоты производят от названия элемента с добавлением окон-
чания -ная или -овая (-евая): HClO4 – хлорная, H2SO4 – серная, H2SeO4 – селено-
вая, HNO3 – азотная, H2CO3 – угольная, H2SiO3 – кремниевая. Если данный эле-
мент может иметь ещё одну (более низкую) степень окисления, то в названии ки-
слородсодержащей кислоты, образованной элементом в более низкой степени
окисления появляется суффикс -истая:
H2SO4 – серная кислота (S+6), H2SO3 – сернистая кислота (S+4);
HNO3 – азотная кислота (N+5), HNO2 – азотистая кислота (N+3);
H3AsO4 – мышьяковая кислота (As+5), H3AsO3 – мышьяковистая кислота (As+3);
H3PO4 – фосфорная кислота (P+5), H3PO3 – фосфористая кислота (P+3).
Если элемент в кислородсодержащих кислотах может иметь более двух сте-
пеней окисления, то по мере понижения степени окисления суффиксы меняются в
следующем порядке: -ная (-овая), -оватая, -истая, -оватистая.
+7 +5 +3 +1
HClO4 HClO3 HClO2 HClO
хлорная хлорноватая хлористая хлорноватистая
Названия солей кислородсодержащих кислот имеют суффикс -ат, если ки-
слота образована элементом в высшей степени окисления; если данный элемент
может иметь ещё одну (более низкую) степень окисления, то название соли в этом
случае имеет суффикс -ит:
H2SO4 – сульфаты (S+6); H2SO3 – сульфиты (S+4);
HNO3 – нитраты (N+5); HNO2 – нитриты (N+3);
H3AsO4 – арсенаты (As+5); H3AsO3 – арсениты (As+3);
H3PO4 – фосфаты (P+5); H3PO3 – фосфиты (P+3).
Порядок построения названий солей кислородсодержащих кислот в том
случае, если элемент может иметь более двух степеней окисления, показан на сле-
дующей схеме.
+1 +3 +5 +7
HСlO HClO2 HClO3 HClO4
соли соли соли соли
гипохлориты хлориты хлораты перхлораты
приставка гипо- суффикс -ит указывает приставка пер-
указывает на пониже- на более низкую степень указывает на
ние степени окисления окисления, суффикс -ат – повышение
на более высокую степени окисления17
Если оксид элемента образует несколько кислородсодержащих кислот с разным
содержанием молекул воды, то к названию кислоты с меньшим её содержанием
добавляется приставка мета-, а при наибольшем её содержании – приставка
орто- :
HBO2 – метаборная кислота, H3BO3 – ортоборная кислота;
H2SiO3 – метакремниевая кислота, H4SiO4 – ортокремниевая кислота.
Следует иметь в виду, что в ряде случаев формулы орто- и мета- форм ки-
слот можно составить следующим образом. Если гидроксид некоторого элемента,
например Al(OH)3, обладает амфотерными свойствами, то формулу этого гидро-
ксида можно переписать в виде кислоты: H3AlO3; таким образом, получается фор-
мула орто-формы кислоты. Убрав мысленно из орто-формы молекулу воды, мож-
но получить формулу мета-формы кислоты: HAlO2. Таким образом можно вывес-
ти формулы орто- и метаформ кислот, которые образованы элементами в степени
окисления +3 и +4 (борной, кремниевой, германиевой, оловянной, железистой,
хромистой и других).
Для построения графических формул кислородсодержащих кислот реко-
мендуется соблюдать определённую последовательность действий. Ниже эта по-
следовательность действий показана на примере построения графической форму-
лы фосфорной кислоты (H3PO4).
1) Записать символ элемента, которым образована кислота: P.
2) Определить основность кислоты, т.е. число атомов водорода, способных
заместиться на металл (3 атома H).
3) Каждый атом водорода, способный заместиться на металл, соединить хи-
мическими связями с атомом элемента через атом кислорода.
4) Соединить химическими связями оставшиеся атомы (ки-
слорода и/или водорода) непосредственно с атомом элемента, об-
разующим кислоту, учитывая, что водород одновалентен, а кисло-
род двухвалентен.
Следует иметь в виду, что существуют кислоты, например, фосфористая
(H3PO3) и фосфорноватистая (H3PO2), в молекулах которых не все атомы водорода
способны замещаться на металл. Так, фосфористая кислота двухосновна, а фос-
форноватистая – одноосновна. Графические формулы этих кислот имеют сле-
дующий вид.18
Для успешного усвоения курса неорганической химии необходимо запом-
нить формулы и названия кислородсодержащих кислот и их солей, приведённых в
таблице 2.1.
Таблица 2.1 – Номенклатура кислот и их солей.
Степень
Номер Формула
Элемент окисления Название кислоты Название солей
группы элемента
кислоты
Be +2 H2BeO2 бериллиевая бериллаты
II
Zn +2 H2ZnO2 цинковая цинкаты
ортобораты∗ – не
H3BO3 (орто)борная
B +3 получены
HBO2 метаборная метабораты
III
ортоалюминаты∗–
H3AlO3 ортоалюминиевая
Al +3 не получены
HAlO2 метаалюминиевая метаалюминаты
C +4 H2CO3 угольная карбонаты
H4SiO4 ортокремниевая ортосиликаты
Si +4
H2SiO3 (мета)кремниевая (мета)силикаты
H4GeO4 ортогерманиевая ортогерманаты
Ge +4
H2GeO3 метагерманиевая метагерманаты
IV H4SnO4 ортооловянная ортостаннаты
+4
Sn H2SnO3 метаоловянная метастаннаты
+2 H2SnO2 оловянистая станниты
H4PbO4 ортосвинцовая ортоплюмбаты
+4
Pb H2PbO3 метасвинцовая метаплюмбаты
+2 H2PbO2 свинцовистая плюмбиты
∗
Примечание – При нейтрализации ортоборной кислоты раствором щёлочи образуются
тетрабораты – соли не выделенной в свободном состоянии тетраборной кислоты
H2B4O7. Например, 4 H3BO3 + 2 NaOH → Na2B4O7 + 7 H2O. При взаимодействии гидро-
ксида алюминия (H3AlO3), как и гидроксидов других амфотерных металлов, с избытком
раствора щёлочи образуются гидроксокомплексы, например, тетрагидроксоалюминат
натрия Na[Al(OH)4].19
Продолжение таблицы 2.1
Степень
Номер Формула
Элемент окисления Название кислоты Название солей
группы элемента
кислоты
H4TiO4 ортотитановая ортотитанаты
Ti +4
H2TiO3 метатитановая метатитанаты
H4ZrO4 ортоциркониевая ортоцирконаты
IV Zr +4
H2ZrO3 метациркониевая метацирконаты
H4HfO4 ортогафниевая ортогафнаты
Hf +4
H2HfO3 метагафниевая метагафнаты
+5 HNO3 азотная нитраты
N
+3 HNO2 азотистая нитриты
H3PO4 (орто)фосфорная (орто)фосфаты
+5
HPO3 метафосфорная метафосфаты
P
+3 H3PO3 фосфористая фосфиты
+1 H3PO2 фосфорноватистая гипофосфиты
H3AsO4 ортомышьяковая ортоарсенаты
+5
HAsO3 метамышьяковая метаарсенаты
As
H3AsO3 ортомышьяковистая ортоарсениты
+3
HAsO2 метамышьяковистая метаарсениты
V H3SbO4 ортосурьмяная ортоантимонаты
+5
HSbO3 метасурьмяная метаантимонаты
Sb
H3SbO3 ортосурьмянистая ортоантимониты
+3
HSbO2 метасурьмянистая метаантимониты
Bi +5 HBiO3 метависмутовая метависмутаты
H3VO4 ортованадиевая ортованадаты
V +5
HVO3 метаванадиевая метаванадаты
H3NbO4 ортониобиевая ортониобаты
Nb +5
HNbO3 метаниобиевая метаниобаты
H3TaO4 ортотанталовая ортотанталаты
Ta +5
HTaO3 метатанталовая метатанталаты20
Продолжение таблицы 2.1
Степень
Номер Формула Название Название
Элемент окисления
группы кислоты кислоты солей
элемента
+6 H2SO4 серная сульфаты
S
+4 H2SO3 сернистая сульфиты
+6 H2SeO4 селеновая селенаты
Se
+4 H2SeO3 селенистая селениты
H2TeO4 метателлуровая метателлураты
+6 H6TeO6
VI Te ортотеллуровая ортотеллураты
(H2TeO4·2H2O)
+4 H2TeO3 теллуристая теллуриты
+6 H2СrO4 хромовая хроматы
Cr
+3 HCrO2 метахромистая метахромиты
Mo +6 H2MoO4 молибденовая молибдаты
W +6 H2WO4 вольфрамовая вольфраматы
+7 HClO4 хлорная перхлораты
+5 HClO3 хлорноватая хлораты
Cl
+3 HClO2 хлористая хлориты
+1 HClO хлорноватистая гипохлориты
+7 HBrO4 бромная перброматы
+5 HBrO3 бромноватая броматы
VII Br
+3 HBrO2 бромистая бромиты
+1 HBrO бромноватистая гипобромиты
H5IO6
+7 ортойодная ортопериодаты
(HIO4·2H2O)
I +5 HIO3 йодноватая иодаты
+3 HIO2 йодистая иодиты
+1 HIO йодноватистая гипоиодиты21
Продолжение таблицы 2.1
Степень
Номер Формула
Элемент окисления Название кислоты Название солей
группы кислоты
элемента
+7 HMnO4 марганцовая перманганаты
+6 H2MnO4 марганцовистая манганаты
Mn
H4MnO4 ортомарганцоватистая ортоманганиты
VII +4
H2MnO3 метамарганцоватистая метаманганиты
Tc +7 HTcO4 технециевая пертехнаты
Re +7 HReO4 рениевая перренаты
+6 H2FeO4 железная ферраты
VIII Fe
+3 HFeO2 (мета)железистая (мета)ферриты
Из материала, приведённого в таблице 2.1, видно, что элементы, одной и
той же группы, находящиеся в одинаковой степени окисления, образуют кислоты,
формулы которых похожи. Прослеживается сходство и в построении названий
этих кислот и их солей, что позволяет подойти к изучению номенклатуры неорга-
нических соединений с позиций логического осмысления.
Ниже представлены формулы некоторых более сложных кислот, которые не
вошли в таблицу 2.1.
H2S2O7 дисерная (пиросерная) кислота
соли – дисульфаты (пиросульфаты)
H2Cr2O7 дихромовая кислота
соли – дихроматы
H4P2O7 дифосфорная (пирофосфорная) кислота
соли – дифосфаты (пирофосфаты)
H2S2O8 пероксодисерная (надсерная) кислота
соли – пероксодисульфаты (персульфаты, надсульфаты)22
HCOOH муравьиная кислота СH3COOH уксусная кислота
соли – формиаты соли – ацетаты.
2.5 Соли
Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в мо-
лекулах кислот на атомы металла или как продукты замещения гидроксогрупп в
основаниях на кислотный остаток. При полном замещении получаются средние
соли.
полное замещение атомов водорода на натрий
H2SO4 Na2SO4
полное замещение гидроксогрупп на кислотный оста-
Fe(OH)2 FeSO4
Кислые соли получаются при неполном замещении атомов водорода в мо-
лекуле кислоты атомами металлов.
неполное замещение атомов водорода на натрий
H2SO4 NaHSO4
Основные соли получаются при неполном замещении гидроксогрупп осно-
вания на кислотный остаток.
неполное замещение гидроксогрупп на кислотный остаток
Fe(OH)2 FeOHCl
2.5.1 Номенклатура средних, кислых и основных солей
Для того, чтобы правильно построить название соли, следует сначала на-
звать анион, а затем дать название катиона в родительном падеже. Примеры на-
званий средних солей: Na2SO4 – сульфат натрия, AlCl3 – хлорид алюминия,
Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III), KMnO4 – перманганат калия.
В состав аниона кислой соли входят незамещённые на металл атомы водо-
рода. Если в составе аниона кислой соли присутствует один атом водорода, спо-
собный заместиться на другой катион, то в названии этого аниона появляется при-
ставка гидро-, если два атома водорода – дигидро-, три атома водорода – тригид-
ро- и т.д. Например, NaHSO4 – гидросульфат натрия, BaHPO4 – гидрофосфат ба-
рия, Al(H2PO4)3 – дигидрофосфат алюминия, Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция.
В состав катиона основной соли входят гидроксогруппы, не замещённые на
кислотный остаток. Если в составе катиона основной соли присутствует одна гид-
роксогруппа, то в названии катиона появляется приставка гидроксо-, если две23
гидроксогруппы – дигидроксо- и т.д. Например, AlOH(NO3)2 – нитрат гидроксо-
алюминия, FeOHCl – хлорид гидроксожелеза (II), (FeOH)3PO4 – ортофосфат гид-
роксожелеза (II), FeOHSO4 – сульфат гидроксожелеза (III), (Al(OH)2)2SO4 – суль-
фат дигидроксоалюминия. В названии соли указывается валентность металла, в
том случае, если она не постоянна в различных соединениях.
Для того, чтобы правильно записать формулу соли по её названию, необхо-
димо:
1) записать рядом формулы катиона и аниона (катион всегда записывается
перед анионом);
2) определить заряд катиона и заряд аниона;
3) расставить в формуле соли индексы таким образом, чтобы число положи-
тельных зарядов равнялось числу отрицательных, т.е. чтобы получилась электро-
нейтральная частица.
Пример 2.1 Сульфат железа (III).
1) Fe SO4
3+
2) Fe SO42–
3) условие электронейтральности будет выполнено, если взять 2 иона Fe3+ и
3 иона SO42– ; формула соли – Fe2(SO4)3.
Пример 2.2 Фосфат дигидроксоалюминия.
1) Al(OH)2 PO4
2) алюминий имеет степень окисления +3, каждый из двух гидроксид-ионов
имеет заряд минус 1, поэтому катион дигидроксолюминия имеет заряд +1.
Al(OH)2+ PO43–
3) условие электронейтральности будет выполнено, если взять 3 иона
Al(OH)2+ и один ион PO43–; формула соли – (Al(OH)2)3PO4.
Пример 2.3 Гидрокарбонат бария
1) Ba HCO3
2) отрицательный заряд на анионе кислотного остатка равен по модулю чис-
лу отщеплённых от молекулы кислоты ионов водорода; гидрокарбонат-ион обра-
зуется в результате отрыва от молекулы кислоты H2CO3 одного иона H+, следова-
тельно заряд гидрокарбонат-иона – минус 1: Ba2+ HCO3– .
3) условие электронейтральности будет выполнено, если взять 1 ион Ba2+ и 2
иона HCO3– ; формула соли – Ba(HCO3)2 .
При записи графических формул солей рекомендуется придерживаться сле-
дующей последовательности действий.
1) Записать графическую формулу аниона (эту формулу легко получить из24
графической формулы кислоты, удалив замещённые на металл атомы водорода).
Если в состав соли входит несколько анионов, то их удобно при составлении гра-
фической формулы соли записывать друг под другом.
2) Записать графическую формулу катиона (эту формулу легко получить из
графической формулы основания, удалив лишние гидроксогруппы). Если в состав
соли входит несколько катионов, то их удобно при составлении графической фор-
мулы соли записывать друг под другом.
3) Соединить каждую «свободную валентность» катиона с каждой свобод-
ной валентностью аниона.
Пример 2.4 Fe2(SO4)3
1) Графическая формула аниона полу-
чается из графической формулы серной ки-
слоты, удалением всех атомов водорода (т.к.
соль средняя).
2) Графическая формула катиона получает-
ся из графической формулы гидроксида железа
(III), удалением всех гидроксогрупп (т.к. соль
средняя).
3) В состав соли входит 2 катиона и 3 аниона; распо-
ложив катионы и анионы друг под другом, и, соединив
свободные химические связи катионов со свободными хи-
мическими связями анионов, получим графическую фор-
мулу соли.
Пример 2.5 (Al(OH)2)3PO4
1) Графическая формула аниона
получается из графической формулы фосфор-
ной кислоты, удалением всех атомов водорода
(т.к. соль основная, а не кислая).
2) Графическая формула катиона получа-
ется из графической формулы гидроксида алю-
миния удалением только одной гидроксогруппы
(т.к. соль основная).
3) В состав соли входит 3 катиона и 1 анион; расположив катионы друг под
другом и соединив свободные химические связи катионов со свободными химиче-
скими связями аниона, получим графическую формулу соли.25
Пример 2.6 Ba(HCO3)2
1) Графическая формула аниона получа-
ется из графической формулы угольной кисло-
ты, удалением только одного атома водорода
(т.к. соль кислая).
2) Графическая формула катиона получается из
графической формулы гидроксида бария удалением
всех гидроксогрупп (т.к. соль не основная).
3) В состав соли входит 1 катион и 2 аниона; расположив
анионы друг под другом и соединив свободные химические свя-
зи катиона со свободными химическими связями анионов, полу-
чим графическую формулу соли.
2.5.2 Солеобразные оксиды
В разделе 2.2 уже было отмечено, что такие соединения как Fe3O4 – оксид
железа (II,III), Pb2O3, Pb3O4 – оксиды свинца (II,IV), Mn3O4 – оксид марганца
(II,IV), относятся к солям.
Fe3O4, т.е. Fe(FeO2)2 – соль метажелезистой кислоты (HFeO2) –
метаферрит железа (II).
Pb2O3 , т.е. PbPbO3 – соль метасвинцовой кислоты (H2PbO3) –
метаплюмбат свинца (II).
Pb3O4, т.е. Pb2PbO4 – соль ортосвинцовой кислоты
(H4PbO4) – ортоплюмбат свинца (II).26
Mn3O4, т.е. Mn2MnO4 – соль ортомарганцоватистой кислоты
(H4MnO4) – ортоманганит марганца (II).
Mn2O3, т.е. MnMnO3 – соль метаформы марганцоватистой
кислоты (H2MnO3) – метаманганит марганца (II).
2.5.3 Диссоциация солей в водных растворах
Подавляющее большинство солей – сильные электролиты, которые в вод-
ных растворах диссоциируют на катион(ы) и анион(ы) необратимо и полностью.
Fe2(SO4)3 → 2 Fe3+ + 3 SO42–
AlOH(NO3)2 → AlOH2+ + 2 NO3– Ca(H2PO4)2 → Ca2+ + 2 H2PO4–
Катионы основных и анионы кислых солей далее диссоциируют по типу
слабых электролитов, т.е. обратимо. H2PO4– ⇆ H+ + HPO42–
AlOH2+ ⇆ Al3+ + OH– HPO42– ⇆ H+ + PO43–
ЛЕКЦИЯ 3
СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Раздел химии, в котором рассматриваются количественный состав веществ
и количественные соотношения (массовые или объёмные) между реагирующими
веществами, называется стехиометрией. Расчёты количественных соотношений
между элементами в соединениях или между реагирующими веществами называ-
ются стехиометрическими расчётами. В их основе лежат стехиометрические
законы, такие как закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, за-
кон Авогадро и другие.
Закон постоянства состава утверждает, что соотношение между массами
элементов, входящих в состав данного соединения, постоянно и не зависит
от способа получения этого соединения. Следует заметить, что для веществ с
молекулярной структурой данный закон выполняется всегда. Однако, для ряда со-
единений (соединения переменного состава), которые имеют не молекулярную, а
атомную структуру, этот закон часто не выполняется.
Согласно закону сохранения массы, установленному М.В. Ломоносовым,
масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся
после реакции.
Важнейшими количественными параметрами, которые используются в сте-
хиометрических расчётах, являются масса атома (атомная масса) и масса молеку-27
лы (молекулярная масса). В связи с неудобством выражения атомных и молеку-
лярных масс в граммах и других единицах измерения, используемых при изучении
объектов макромира, в химии и физике была принята шкала относительных атом-
ных масс. В этой шкале единицей измерения является атомная единица массы
(а.е.м.). Атомная единица массы представляет собой 1/12 массы атома изотопа уг-
лерода 12С. В соответствии с этим относительной атомной массой Ar элемента
называют отношение массы атома этого элемента к 1/12 массы атома 12С. Масса
молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной
молекулярной массой Mr. Так как масса молекулы любого вещества равна сумме
масс атомов, образующих эту молекулу, то относительная молекулярная масса
равна сумме соответствующих относительных атомных масс.
Строго говоря, для веществ с немолекулярной структурой понятие «молеку-
лярная масса» не вполне логично, поскольку не всегда корректно говорить, на-
пример, о молекуле NaCl. В таких случаях термин «молекулярная масса» иногда
заменяют понятием «формульная масса». Вместе с тем, термин «молекулярная
масса» очень часто применяют и для веществ с немолекулярной структурой, ус-
ловно предполагая существование соответствующих молекул.
Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются сте-
хиометрические расчёты, является количество вещества. Количество некоторого
вещества X обозначается n(X). Основной единицей измерения количества вещест-
ва является моль.
Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, ато-
мов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится
атомов в 12 г изотопа углерода 12C.
Выражая количество вещества в молях, необходимо в каждом конкретном
случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Вы-
ражение «1 моль водорода» является неточным; более точно следует сказать: «1
моль молекул водорода», или «1 моль атомов водорода», или «1 моль ионов водо-
рода». Использующиеся высказывания типа «1 моль серной кислоты» допустимы,
если однозначно подразумеваются структурные единицы: серная кислота – слож-
ное вещество с молекулярной структурой и в данном случае однозначно подразу-
мевается 1 моль молекул серной кислоты.
Из определения понятия «моль» следует, что в 1 моле любого вещества со-
держится одно и то же число структурных единиц (атомов, молекул, ионов). Это
число называется числом Авогадро (Na); для практических расчётов его прини-
мают приблизительно равным 6,02·1023 моль–1. Умножая число Авогадро Na на
количество вещества n можно рассчитать число молекул N, содержащихся в лю-
бом количестве вещества. Для некоторого вещества X число молекул N(X) можно
рассчитать по формуле
N(X) = Na · n(X) . (3.1)28
Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X)
этого вещества. Зная молярную массу некоторого вещества X, можно рассчитать
количество этого вещества по формуле
m(X)
n(X) = , (3.2)
M(X)
где m(X) – масса вещества X.
Молярная масса имеет размерность г/моль.
Важно понимать, что молярная масса данного вещества численно равна от-
носительной молекулярной массе этого вещества. Однако относительная молеку-
лярная масса Mr характеризует массу микрочастицы – молекулы – и измеряется в
атомных единицах массы, в то время как молярная масса M – это характеристика
макроскопической величины – массы 1 моля вещества.
Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при од-
ной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одно и то
же число молекул. С другой стороны, 1 моль любого вещества по определению
содержит одинаковое число частиц. Следовательно, 1 моль любого газа в одних и
тех же условиях занимает один и тот же объём. По аналогии с понятием молярной
массы можно ввести понятие молярного объёма. Молярный объём Vm(X) некото-
рого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества
V(X) и его молярный объём, можно рассчитать количество вещества по формуле
V(X)
n(X) =
V (X) . (3.3)
m
1 моль любого газообразного вещества при нормальных условиях (температура
0°С и давление 1 атмосфера) занимает объём, равный 22,4 л. Таким образом, при
нормальных условиях Vm(газа) = 22,4 л/моль.
Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет, в случае необ-
ходимости, выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приво-
дится пример расчёта массы молекулы водорода.
1 моль водорода содержит 6,02·1023 молекул H2 и имеет массу 2 г (т.к. M(H2)
= 2 г/моль). Следовательно,
6,02·1023 молекул H2 имеют массу 2 г;
1 молекула H2 имеет массу x г; x = 3,32·10–24 г .
Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравне-
ниям химических реакций, поскольку в любом уравнении химической реакции
стехиометрические коэффициенты показывают, в каких молярных соотношениях
вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции. Например,
уравнение реакции 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O содержит следующую информа-
цию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кислорода, приВы также можете почитать
