Общая и неорганическая химия (стр. 6 )

3) Соединить каждую «свободную валентность» катиона с каждой свободной валентностью аниона.

Пример 2.4 Fe2(SO4)3

1) Графическая формула аниона получается из графической формулы серной кислоты, удалением всех атомов водорода (т. к. соль средняя).

2) Графическая формула катиона получается из графической формулы гидроксида железа (III), удалением всех гидроксогрупп (т. к. соль средняя).

3) В состав соли входит 2 катиона и 3 аниона; расположив катионы и анионы друг под другом, и, соединив свободные химические связи катионов со свободными химическими связями анионов, получим графическую формулу соли.

Пример 2.5 (Al(OH)2)3PO4

1) Графическая формула аниона получается из графической формулы фосфорной кислоты, удалением всех атомов водорода (т. к. соль основная, а не кислая).

2) Графическая формула катиона получается из графической формулы гидроксида алюминия 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 химическими связями аниона, получим графическую формулу соли.

Пример 2.6 Ba(HCO3)2

1) Графическая формула аниона получается из графической формулы угольной кислоты, 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 связи катиона со свободными химическими связями анионов, получим 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).

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 водных 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–

Л Е К Ц И Я 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 называются стехиометрическими расчётами. В их основе лежат стехиометрические законы, такие как закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон 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 соединений (соединения переменного состава), которые имеют не молекулярную, а атомную структуру, этот закон часто не выполняется.

Согласно закону сохранения массы, установленному , масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся после реакции.

Важнейшими количественными параметрами, которые используются в стехиометрических расчётах, являются масса атома (атомная масса) и масса молекулы (молекулярная масса). В связи с неудобством выражения атомных и молекулярных масс в граммах и других единицах измерения, используемых при изучении объектов макромира, в химии и физике была принята шкала относительных атомных масс. В этой шкале единицей измерения является атомная единица массы (а. е.м.). Атомная единица массы представляет собой 1/12 массы атома изотопа углерода 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 «молекулярная масса» не вполне логично, поскольку не всегда корректно говорить, например, 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, условно предполагая существование соответствующих молекул.

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехиометрические расчёты, является количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Основной единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, 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. Выражение «1 моль водорода» является неточным; более точно следует сказать: «1 моль молекул водорода», или «1 моль атомов водорода», или «1 моль ионов водорода». Использующиеся высказывания типа «1 моль серной кислоты» допустимы, если однозначно подразумеваются структурные единицы: серная кислота – сложное вещество с молекулярной структурой и в данном случае однозначно подразумевается 1 моль молекул серной кислоты.

Из определения понятия «моль» следует, что в 1 моле любого вещества содержится одно и то же число структурных единиц (атомов, молекул, ионов). Это число называется числом Авогадро (Na); для практических расчётов его принимают приблизительно равным 6,02·1023 моль–1. Умножая число Авогадро Na на количество вещества n можно рассчитать число молекул N, содержащихся в любом количестве вещества. Для некоторого вещества X число молекул N(X) можно рассчитать по формуле

N(X) = Na · n(X) . (3.1)

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

, (3.2)

где m(X) – масса вещества X.

Молярная масса имеет размерность г/моль.

Важно понимать, что молярная масса данного вещества численно равна относительной молекулярной массе этого вещества. Однако относительная молекулярная 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.