Методические указания и домашние задания по неорганической химии

для студентов специальности: медицинская кибернетика

Классификация неорганических соединений химические свойства металлов

Основные типы неорганических веществ

Все вещества делятся на простые и сложные.Простые веществасостоят изатомов одного химического элемента.Сложные веществасостоят изатомов двух или большего числа элементов.Все простые(кроме одноатомных) и сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями.

Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIAгруппы(благородные газы) иVIIAгруппы(галогены); элементыVIAгруппы(кроме полония);фосфор и мышьяк (VAгруппа); углерод, кремний(IVAгруппа); бор(IIIAгруппа) и водород.

Неорганические вещества разделяются на бинарные или многоэлементные соединения.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом(оксиды), с галогенами(галогениды), азотом(нитриды),углеродом(карбиды), гидриды(соединения металлических элементов с водородом).

Оксидыпо функциональным признакам подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (индефферентные).

Несолеобразующие оксидыпри обычных условиях не взаимодействуют с водой, основаниями и кислотами. Однако при высоких температурах,, а также в биохимических реакциях они проявляют достаточно высокую реакционную способность(например, СО,NO,N2O).

Солеобразующие оксиды по их кислотно-основным свойствам подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды– оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания.

Основной характер проявляют оксиды активных металлов, а также металлов d–элементов, атомы которых имеют низкие степени окисления.

Например, основному оксиду Na2Oсоответствует гидроксидNaOH, оксиду СаО –гидроксид Са(ОН)2 ,оксидуCrO- гидроксидCr(OH)2

Кислотные оксиды– оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов иd–элементов в высоких степенях окисления.

Например, кислотному оксиду SO3 соответствует кислотный гидроксидH2SO4 (серная кислота), оксидуCrO3 –кислотный гидроксидH2CrO4(хромовая кислота).

Важнейшим свойством кислотных оксидовявляется ихспособность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей.

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидов между собой:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

3CaO + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O

Амфотерные оксиды – это оксиды, способные взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами, а также с кислотными и щелочными оксидами. Им соответствуют гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий свойства кислот или оснований:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Оксиды d–элементов всегда в той или иной степени амфотерны, так как с повышением степени окисления основный характер этих соединений уменьшается, в то же время возрастает их кислотный характер. Таким образом, оксидыd–элементов в промежуточных степенях окисления будут проявлять амфотерные свойства.

Гидроксиды – соединения имеющие в своём составе гидроксильные группы ОН-.

Химические свойства простых веществ

Химические свойства металлов

Для металлов проявление в реакциях восстановительных свойств, поэтому в соединениях они всегда имют положительную степень окисления. Неметаллы в соединениях с металлами имеют отрицательную степень окисления.

Взаимодействие металлов с неметаллами

Большинство металлов реагирует с активными неметаллами(галогенами, кислородом, серой). Некоторые активные металлы (щелочные и щелочно-земельные) реагируют с менее активными неметаллами(водородом, бором, кремнием, фосфором и т.п.):

2Zn+O₂= 2ZnO- оксид цинка (при нагревании)

2Cu+O₂= 2CuO- оксид меди(II) (при нагревании)

2Ca+O₂= 2CaO- оксид кальция

2Na+O₂=Na₂O₂ - пероксид натрия

Fe+S=FeS- сульфид железа(II) (при нагревании)

2Fe+ 3Cl₂=2FeCl₃ - хлорид железа(III)

2Na+H₂=2NaH- гидрид натрия

6Li+N₂= 2Li₃N- нитрид лития

3Mg+ 2P=Mg₃P₂ - фосфид магния (при нагревании)

Взаимодействие металлов с оксидами

2Al+Fe₂O₃=Al₂O₃+ 2Fe

2Al+Cr₂O₃=Al₂O₃+ 2Cr

Эти реакции сопровождаются большим выделением тепла

Взаимодействие металлов с водными растворами кислот, щелочей и водой

Восстановительная активность металлов определяется по положению его в ряду напряжений.Чем левее в этом ряду находится металл, тем его восстановительная способность выше.

Li⁺/Li,K⁺/K,Ca²⁺/Ca,Mg²⁺/Mg,Al³⁺/Al,Zn²⁺/Zn,Fe²⁺/Fe,Cd²⁺/Cd,Ni²⁺/Ni,Pb²⁺/Pb, 2H⁺/H₂,Cu²⁺/Cu,Ag⁺/Ag,Au³⁺/Au.

Каждый металл в ряду напряжений(кроме металлов I-AиII-Aгрупп, реагирующих с водой) способен вытеснять любой металл, стоящий правее из растворов его солей и сам, в свою очередь, вытесняется из раствора своей соли металлом, стоящим левее его.

Например: Pb + 2AgNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2Ag

Pb(NO₃)₂ + Zn = Pb + Zn(NO₃)₂

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Металлы стоящие в рялу напряжений левее водорода способны вытеснять его из кислот(кроме азотной и концентрированной серной).

Fe + H₂SO₄ разб. = FeSO₄ + H₂↑

Активные металлы вытесняют водород из воды: 2Na+ 2H₂O= 2NaOH+H₂↑

Некоторые металлы(Al,Zn) реагируют с водой в щелочной среде:

2Al + 6H₂O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Химические свойства неметаллов

Неметаллы в соединениях могут иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления. Это означает, что в реакциях они проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

При взаимодействии с металлами неметаллы выступают в роли окислителей.

Взаимодействие неметаллов друг с другом.

При этом взаимодействии неметалл, имеющий большую степень электроотрицательности, выступает в роли окислителя, а другой, с меньшим значением электроотрицательности – восстановителя. С водородом наиболее активные неметаллы (F₂,Cl₂,O₂) реагируют, и реакции проходят до конца:

H₂+Cl₂=2HCl

Взаимодействие с водородом неметаллов средней активности (Br₂,I₂,S,N₂) обратимо:

N₂+3H₂↔2NH₃

Малоактивные неметаллы, т.е. те, которые имеют сравнительно невысокое значение электроотрицательности (B,Si,P), с водородом не взаимодействуют.

С кислородом взаимодействует большинство неметаллов, образуяоксиды, за исключением гелия, неона и галогенов:

4P + 3O₂ = 2P₂O₃

S + O₂ = SO₂

N₂ + O₂ ↔ 2NO

Взаимодействие с оксидами.

Некоторые неметаллы такие, как водород, углерод, кремний могут реагировать с оксидами, проявляя при этом восстановительные свойства:

P₂O₅+ 5C= 2P+ 5CO

Взаимодействие с водой.

С водой взаимодействуют галогены: фтор, хлор и в небольшой степени бром. Реакция фтора с водой необратима. Продукты зависят от температуры. В интервале 0 – 90оС получаются дифторид кислорода и фтороводород:

H₂O+ 2F₂=OF₂↑ + 2HF

Хлор и бром с водой реагируют обратимо:

Cl₂+H₂O↔HCl+HСlO

Взаимодействие с водными растворами щелочей.

С растворами щелочей взаимодействуют только фтор, хлор, бром, сера, фосфор и кремний. При этом реакции протекают по-разному. Все указанные неметаллы, за исключением фтора и кремния, дают реакции диспропорционирования:

Cl₂ + 2NaOH = NaOCl + NaCl + H2O

3S + 6KOH = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O

При нагревании реакция хлора с водным раствором щелочи протекает глубже:

3Cl₂+ 6NaOH=NaClO₃+ 5NaCl+ 3H₂O

Кремний восстанавливает водород из воды в присутствии щелочи (сравните с аналогичной реакцией амфотерных металлов):

Si + 2NaOH + H2O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑

Состав продуктов взаимодействия фтора с раствором щелочи зависят от концентрации последней. В разбавленном растворе образуется дифторид кислорода, фторид калия и вода:

2KOH+ 2F₂=OF₂+ 2KF+H₂O

В концентрированном растворе щелочи – кислород, фторид калия и вода:

Взаимодействие неметаллов с концентрированной азотной кислотой.

Концентрированная азотная кислота окисляет неметаллы, которые способны быть восстановителями. Это углерод, фосфор, сера, йод. В результате образуются соответствующие кислоты или ангидриды, содержащие неметалл в высшей степени окисления:

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

C + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Химические свойства оксидов

1. Большинство кислотных оксидов(кроме SiO₂) и основные оксиды элементов 1AиIIAгрупп(кромеBeOиMgO) взаимодействуют с водой с образованием соответствующего гидроксида:

N₂O₅+H₂O= 2HNO₃- кислотный гидроксидNO₂(OH)

Na₂O + H₂O = 2NaOH - основный гидроксид

2. Основные оксиды реагируют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием соответствующих солей:

CaO + SO₃ = CaSO₄

Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ (при сплавлении)

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными гидроксидами,

образуя соль и воду:

MgO+H₂SO₄=MgSO₄+H₂O

Na₂O+Zn(OH)₂=Na₂ZnO₂+H₂O(при сплавлении)

4. Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами, образуя соли

N₂O₅ + Al₂O₃ = 2Al(NO₃)₃

SO₃ + ZnO = ZnSO₄

CO₂ + CaO = CaCO₃

5. Кислотные оксиды реагируют с основными и амфотерными гидроксидами с

образованием соли и воды:

. Mn₂O₇+ 2KOH= 2KMnO₄+H₂O

N₂O₅ + Zn(OH)₂ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами, а также с основными оксидами, образованными щелочными и щелочно-земельными металлами, при сплавлении:

Al₂O₃ + K₂O = 2KAlO₂

7. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием соли и воды:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO+ 2NaOH=Na₂ZnO₂+ Н₂О (в расплаве)

8. Некоторые кислотные оксиды могут реагировать с солями, если в результате

реакции образуется малорастворимое вещество или выделяется газ:

CO₂ + Na₂SiO₃ + H₂O = H₂SiO₃ ↓ + Na₂CO₃

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂↑ (сплавление)

Химические свойства оснований

1. С кислотными оксидасми:

2NaOH + SO₃ = Na2SO₄ + H₂O

Cu(OH)₂ + N₂O₅ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

2. С кислотами(реакция нейтрализации):

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

3. Растворимые основания взаимодействуют с солями, если в результате реакции образуется нерастворимое основание:

2NaOH + FeCl₂ = Fe(OH)₂↓ + 2NaCl

2NH₃ ∙ H₂O + MgSO₄ = Mg(OH)₂↓ + (NH₄)₂SO₄

4. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на соответствующий оксид

и воду:

Cu(OH)₂=CuO+H₂O

Кислоты

Традиционные названия важнейших кислот и их анионов

Кислота		Анион кислотного остатка
формула	Название	формула	Название
HCl	Хлороводородная	Cl^-	Хлорид
HBr	Бромоводородная	Br^-	Бромид
HI	Иодоводородная	I^-	Йодид
HF	Фтороводородная	F^-	Фторид
HCN	Циановодородная	CN^-	Цианид
H2S	Сероводородная	S^2- HS^-	Сульфид Гидросульфид
H2CO3	Угольная	CO3^2- HCO3^-	Карбонат Гидрокарбонат
H2CrO4	Хромовая	CrO4^2-	Хромат
H2Cr2O7	Дихромовая	Cr2O72-	Дихромат
HMnO4	Марганцевая	MnO4-	Перманганат
H2SiO3	Метакремнёвая	SiO32-	Метасиликат
H3PO4	Ортофосфорная	PO4^3- HPO4^2- H2PO4^-	Ортофосфат Гидроортофосфат Дигигидроортофосфат
HNO3	Азотная	NO3^-	Нитрат
HNO2	Азотистая	NO2^-	Нитрит
HClO4	Хлорная	ClO4^-	Перхлорат
HClO3	Хлорноватая	ClO3^-	Хлорат
HClO	Хлорноватистая	ClO^-	Гипохлорит
H2SO4	Серная	SO4^2- HSO4^-	Сульфат Гидросульфат
H2SO3	Сернистая	SO3^2- HSO3^-	Сульфит Гидросульфит

Химические свойства кислот(бескислородных и кислородсодержащих)

1. Кислоты(кроме азотной и концентрированной серной) реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, с образованием соли и выделением водорода:

H₂SO₄ (разб) + Mg = MgSO₄ + H₂↑

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂↑

2. Все кислоты взаимодействуют со всеми основными и амфотерными оксидами,cоснованиями и амфотерными гидроксидами:

H₂SO₄ + MgO = MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O

2HCl + Cu(OH)₂ = CuCl₂ + 2H₂O

2HCl + ZnO = ZnCl₂ + H₂O

2HCl + Zn(OH)₂ = ZnCl₂ + 2H₂O

Сильные кислоты могут реагировать с солями слабых кислот:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Для амфотерных гидроксидов характерны все свойства основных и кислотных гидроксидов.Они взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с одной стороны, и с основными оксидами и щелочами с другой. Например:

Zn(OH)₂ + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

При нагревании реакция идёт так:

Al(OH)₃+NaOH=NaAlO₂

Соли

Соли - это сложные соединения, частицы которых состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков. Их можно рассматривать как продукты взаимодействия кислоты и основания, при котором происходит замещение атомов водорода кислоты на металл или гидроксидных групп основания на кислотные остатки.

В зависимости от степени замещения водорода или гидроксидных ионов различают соли средние, кислые, основные. Кроме того, существуют соли более сложного состава - смешанные, двойные и комплексные. Типы солей представлены на рис:

С О Л И

Средние Основные

Кислые

Смешанные

и двойные

Комплексные

Химические свойства средних солей.

Соли в водном растворе могут реагировать со многими веществами (металлами, щелочами, растворимыми кислотами, растворимыми солями) при условии, если в результате этих реакций будут образовываться газ, осадок, гидрат аммиака или слабые кислоты:

Fe + CuSO₄ = Cu ↓+ FeSO₄

Pb(NO₃)₂ + 2KOH = Pb(OH)₂ ↓+ K₂SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl ↓+ HNO₃

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2NaCl

(NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃*H₂O

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

Специфическим свойством некоторых солей является их способность разлагаться при нагревании.

Соли азотной кислоты (нитраты) при нагревании разлагаются, причём продукты разложения могут быть разными в зависимости от положения металла соли в электрохимическом ряду напряжений:

Левее Mg→MeNO₂+O₂

В интервале Mg-Cu → MeO + NO₂ + O₂

Правее Cu → Me + NO₂ + O₂

Разложение солей аммония также протекает неоднозначно:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

Структура алмаза

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + H₂O + CO₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Cоли угольной кислоты (карбонаты) при нагревании также могут образовывать различные продукты:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Соли серной кислоты (сульфаты) обычно разлагаются с образованием оксида металла и оксида серы (VI) (кроме сульфатов Na, K, Rb, Cs):

CuSO₄ → CuO + SO₃↑.

Неполное замещение атомов водорода приводит к тому, что в формуле соли, в составе анионной части присутствуют один или несколько атомов водорода. Формулы кислых солей выглядят следующим образом: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, KHS, Ca(HCO₃)_2. В качестве приме рассмотрим реакцию получения кислых солей фосфорной кислоты и гидроксида натрия.

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O , и

(дигидрофосфат натрия)

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

(гидрофосфат натрия)

При построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляется приставка гидро- и числовая приставка, если число атомов водорода в анионе больше, чем один:

NaHSO₃ - гидросульфит натрия,

Ca(H₂PO₄)₂ - дигидрофосфат кальция.

- 25 -

Напишите уравнения соответствующих реакций:

Оксид меди + Водород Оксид железа(III) + Алюминий Оксид кальция + Вода Оксид натрия + Оксид серы(IV) Оксид бария + Оксид углерода(IV) Оксид калия + Оксид алюминия Оксид магния + Соляная кислота Оксид железа(III) + Серная кислота Оксид цинка + Азотная кислота Оксид алюминия + Гидроксид натрия Оксид цинка + Гидроксид калия Оксид натрия + Вода Оксид меди + Магний Оксид магния + Фосфорная кислота

Оксид кальция + Оксид фосфора(V) Оксид натрия + Углекислый газ Оксид бария + Бромоводородная кислота Оксид натрия + Сероводород Оксид калия + Оксид азота(V) Оксид кальция + Оксид кремния(IV) Оксид алюминия + Азотная кислота Оксид железа(II) + Кислород Оксид ртути (II) + Серная кислота Оксид калия + Оксид цинка Оксид натрия + Фосфорная кислота Оксид цинка + Оксид серы(VI) Оксид алюминия + Серная кислота Оксид цинка + Иодоводородная кислота

Оксиды металлов

Оксиды неметаллов

Углекислый газ + Гидроксид кальция Сернистый газ + Гидроксид натрия Оксид кремния(IV) + Гидроксид калия Оксид серы(VI) + Гидроксид кальция Оксид азота(V) + Гидроксид натрия Оксид углерода(II) + Кислород Оксид фосфора(V) + Гидроксид бария Оксид серы(IV) + Кислород

Оксид серы(VI) + Оксид натрия Оксид серы(IV) + Вода Оксид фосфора(V) + Вода Оксид углерода(IV) + Вода Оксид серы(VI) + Оксид натрия Оксид фосфора(V) + Оксид бария Оксид кремния(IV) + Карбонат натрия Оксид фосфора(V) + Карбонат кальция

:

Кислоты

Соляная кислота + Кальций Бромоводородная кислота + Цинк Серная кислота + Магний Серная кислота (конц.) + Медь Серная кислота (конц.) + Серебро Серная кислота (конц.) + Ртуть Азотная кислота (разб.) + Медь Азотная кислота (конц.) + Медь Серная кислота + Оксид меди Азотная кислота + Гидроксид бария Соляная кислота + Нитрат серебра Серная кислота + Нитрат бария Соляная кислота + Силикат натрия Соляная кислота + Сульфид цинка

В нижеприведенных реакциях возможно образование различных продуктов. Напишите возможные уравнения реакций: Соляная кислота + Карбонат натрия Серная кислота + Сульфит натрия Соляная кислота + Сульфид натрия Соляная кислота + Фосфат калия Серная кислота + Фосфат калия Фосфорная кислота + Щелочь Сернистая кислота + Щелочь Соляная кислота + Аммиак Фосфорная кислота + Аммиак Серная кислота + Аммиак

Основания

Гидроксид натрия + Хлорид меди Гидроксид бария + Фосфат натрия Гидроксид кальция + Карбонат калия Гидроксид кальция + Оксид серы(IV) Гидроксид бария + Углекислый газ Гидроксид калия + Оксид азота(IV) Гидроксид калия + Оксид кремния

Гидроксид меди + Серная кислота В нижеприведенных реакциях возможно образование различных продуктов. Напишите возможные уравнения реакций: Гидроксид калия + Оксид серы(IV) Гидроксид натрия + Углекислый газ Гидроксид натрия + Сероводород

Напишите уравнения реакций, заменив названия формулами:

Хлорид калия + Нитрат серебра Нитрат бария + Сульфат калия Сульфат цинка + Сульфид натрия Фосфат натрия + Нитрат серебра Нитрат серебра + Бромид аммония Хлорид аммония + Щелочь Нитрат алюминия + Аммиак

Хлорид натрия + Серная к-та (конц.) Нитрат калия + Серная к-та (конц.) Гидросульфит калия + Серная к-та Карбонат калия + Гидроксид кальция Карбонат натрия + Угольная кислота Сульфит натрия + Сернистая кислота Гидрофосфат кальция + Серная к-та

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ

Массовая доля ω(в)растворённого вещества «В» – отношение массы растворённого веществаm(в) к сумме масс растворённого вещества и растворителя, чаще всего, воды (т.е. к массе раствора):

(в) =

Массовая доля растворённого вещества выражается в долях или в %%( процентное содержание). Например, раствор с массовой долей серной кислоты ω (H₂SO₄)=0,2(т.е.20%) может быть обозначен как 20% - раствор серной кислоты.

В биологии и медицине также часто используют мг% и мкг%. Число мг% показывает, сколько мг растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Число мкг% показывает, сколько мкг растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Содержание растворённого вещества в мг% и мкг% применяют для характеристики очень разбавленных растворов. Например, массовая доля раствора глюкозы равна 0,001% или 1мг% или 1000мкг%.

Молярная концентрация с(в)растворённого вещества «В»- отношение количества веществаn(в) к объёму раствора:

c(в)=(моль/л).

Раствор, в котором молярная концентрация растворённого вещества равна с(в) моль/л, характеризуется молярностью, численно равной значению с(в).

Например, раствор с молярной концентрацией серной кислоты с(H₂SO₄)= 0,1моль/л может быть обозначен как 0,1МH₂SO₄(децимолярный раствор серной кислоты в воде).

Нормальная концентрация(молярная концентрация химического эквивалента с_eq (в)растворённого вещества «В» – это отношение эквивалентного количества веществаn_eq(в) к объёму раствора:

Раствор, в котором молярная концентрация эквивалента равна c_eq(в) моль/л, характеризуется нормальностью, численно равной значениюc_eq(в).

Например, раствор с молярной концентрацией эквивалента серной кислоты c_eq(H₂SO₄)= 1моль/л может быть обозначен как 1нH₂SO₄(однонормальный раствор серной кислоты в воде).

Нормальность раствора определяется эквивалентным количеством растворённого вещества и, следовательно, как и последнее, зависят от эквивалентного числа z(в), постоянного только для конкретной реакции, причём величинаc_eq(в) всегда вz(в) раз больше его молярной концентрацииc(в): с_eq(в)=z(в) с(в).

Химическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества «В», которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону Н+ или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону. В одной формульной единице вещества «В» может содержаться z(в) химических эквивалентов этого вещества. Эквивалентное числоz(в) показывает, сколько химических эквивалентов содержится в одной формульной единице; всегдаz(в) ≥1.

Например, 0,1н H₂SO₄– это раствор, содержащий 0,1 моль/л эквивалента серной кислоты, т.е.

(1/2 H₂SO₄). При указании нормальной концентрации обязательно следует указывать конкретную реакцию, в которой данный раствор применяется.

Молярная доляχ растворённого вещества - отношение количества данного компонента «В» в молях, содержащегося в растворе, к общему количеству всех веществ, включая растворитель:

χ = n(в)/n(в) +n(р-ль)

Молярная доля χ , как и массовая выражается в долях единицы, в процентах.

Например, χ(H₂SO₄) = 0,01 = 1%.

Моляльность раствора b – отношение количества данного растворённого веществаn(в) моль

к массе растворителя (в кг): b=n(в)/m(р-ль).

Например, b(H₂SO₄) = 0.1моль/кг.

Пример 1. В 450 г воды растворили 50 гCuSO₄·5H₂O. Вычислите массовую долю кристаллогидрата, безводной соли и ионов меди в растворе.

Решение: ω (CuSO₄·5H₂O) =0,1 = 10%

ω (CuSO₄) =6,4% ω (Cu2+) =2,56%

Пример 2.Какую массу 5%-ного раствораMgSO₄ можно приготовить из 300 гMgSO₄ ·7H₂O?

Решение: ω(MgSO₄) =m(MgSO₄)/m(р-р) .m(р-р) =m(MgSO₄)/0,05

m(MgSO₄) =m(MgSO₄ ·7H₂O)/M(MgSO₄ ·7H₂O) ·M(MgSO₄) = 300/246 · 120 = 146,3(г)

m(р-р) = 146,3/0,05 = 2926,8(г)

Пример3.Сколько воды следует прибавить к 200мл 20% -ного раствора серной кислоты с плотностью 1,14г/мл, чтобы получить 5% -ный раствор?

Решение: m(р-раH₂SO₄) = 200·1,14 = 228(г).m(H₂SO₄) = 228 · 0.2 = 45.6(г)

0,05 =45,6/ [228 + m(H₂O)]. [228 +m(H₂O)] = 45,6/0,05 = 912(г)

m(H₂O) = 912 – 228 = 684(г).

Пример 4.Смешали 300г 40% раствора азотной кислоты и 700г 10% раствора той же кислоты. Определите массовую долю полученного раствора.

Решение: m(р-раHNO₃) = 300 + 700 = 1000(г).

m(HNO₃) = 300 · 0,4 + 700 · 0,1 = 190(г). ω(нового раствора) = 190/1000 = 0,19=19%

Пример 5.Определите массу 30% раствора серной кислоты, которую следует добавить к 600 г 80% раствора той же кислоты для получения 60% раствора.

Решение: Пусть масса 30% раствора X. Тогда масса раствора после смешения:m(р-р) = 600 +X

m(H₂SO₄) = 600 · 0,8 +X· 0,3. 0,6 = [600 · 0,8 +X· 0,3. 0,6] / (600 +X).X= 400(г).

Пример 6.Как приготовить 500мл 1,5 М раствора серной кислоты из 96%-ного раствора с плотностью 1,84г/мл?

Решение: n(H₂SO₄) = 1,5 · 0,5 = 0,75(моль).m(H₂SO₄) = 98 0,75 = 73,5(г).

V(96% р-раH₂SO₄) = 73,5/ 1,84 · 0,96 = 42(мл). Далее необходимо долить воды, чтобы довести объём раствора до 500мл.

Пример 7. Вычислите молярную и нормальную концентрацию раствораH₃PO₄ с массовой долей кислоты 49% и плотностью 1,33г/мл.Фактор эквивалентности кислоты равен 1/3.

Решение: Масса 1л раствора: 1000 ·1,33 = 1330(г). m(H₃PO₄) = 1330 · 0,49 = 650(г).

n(H₃PO₄) = 650 / 98 = 6,6(моль).c(H₃PO₄) = 6,6 моль/л.c(1/3H₃PO₄) = 6,6 / (1/3) = 19,8(моль экв),т.е.

19,8н H₃PO₄.