Правило Дюлонга и Пти

Атомная теплоемкость большинства простых веществ в твердом состоянии лежит в пределах 22‑29 Дж/моль^.К (примерно 26 Дж/моль^.К).

М^.С_уд = С_М  26 Дж/моль^.К; В = М/М_Э, где

М – молярная или атомная масса;

С_уд – удельная теплоемкость (Дж/г^.К), которая легко определяется экспериментально;

С_М – атомная или молярная теплоемкость;

В – валентность;

М_Э – молярная масса эквивалента.

Знание этого правила и умение определять молярную массу эквивалента простых веществ позволяло ученым раньше определять атомные веса многих элементов. Сейчас это более точно и быстрее делают при помощи различных физико-химических методов.

Пример. Молярная масса эквивалента индия равна 38,273 г/моль; удельная теплоемкость этого металла 0,222 Дж/г^.К. Определить атомную массу индия.

1. Определяем приближенную атомную массу индия, используя правило Дюлонга и Пти. А_пр. = 26:0,222 = 117 г/моль

2. Находим валентность индия. В = 117/38,273 = 3,06 Так как валентность имеет только целочисленное значение, то округляем ее значение до целого числа – валентность равна 3.

3. Находим точное значение атомной массы индия.

А_точ. = 3^.38,273 = 114,82 г/моль

1.4. Классификация и номенклатура неорганических соединений

НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ

п о с о с т а в у

простые

бинарные

сложные

п о ф у н к ц и о н а л ь н ы м п р и з н а к а м

гидриды

гидроксиды

соли

бориды

галогениды

халькогениды

пниктогениды

силициды

карбиды

оксиды

основные

кислые

амфотерные

несолеобразующие

1.4.1. Номенклатура неорганических соединений.

Запись бинарных соединений – справа более электроотрицательный элемент: NaCl хлорид натрия. В названии бинарных соединений к корню более электроотрицательного элемента добавляется суффикс ид (силицид, нитрид, фторид, карбид, гидрид, оксид и т.д.). Интерметаллиды (соединения металлов между собой) называются отлично от остальных бинарных соединений, например, Cu₃Au – три медь золото.

Сложные соединения

Основность кислоты – число Н⁺ групп в молекуле.

Кислотность основания – число ОН^‑ групп в молекуле.

Номенклатура оснований

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Номенклатура кислот

Бескислородные – НСl (хлор0водород); HF (фтор0водород) и т.д.

Кислородные кислоты.

Если элемент образует несколько кислот в разной степени окисления, то в случае высшей валентности добавляется суффикс –ная (H₂SO₄ – серная) или –овая (H₂CrO₄ – хромовая, для низшей степени окисления суффикс –истая (H₂SO₃ – сернистая) или –овистая (HAsO₂ – мышьяковистая). Для элементов, образующих кислоты в более чем две степени окисления, например, хлор (HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄) используются следующие суффиксы в названии кислот.

HClO ‑ хлорноватистая

HClO₂ ‑ хлористая

HClO₃ ‑ хлорноватая

HClO₄ ‑ хлорная

Если кислоты отличаются только количеством воды в кислоте, то:

богатая водой – ортофосфорная Н₃РО₄

бедная ‑ метафосфорная НРО₃

Если в кислоте имеется два и более кислотообразующих элемента, то используются греческие приставки (ди-, три-, тетра- и т.д.).

H₂Cr₂O₇ – дихромовая; H₂B₄O₇ – тетраборная.

Номенклатура солей

Средние соли.

Если кислотообразующий элемент находится в высшей степени

окисления, то к корню элемента добавляется суффикс ат, если в

низшей – ит.

Кислые соли могут образовывать только многоосновные кислоты. При этом добавляется приставка гидро-.

NaHSO₄ – гидросульфат натрия.

NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.

Основные соли могут образовывать только многокислотные основания. При этом добавляется приставка гидроксо-.

(СаОН)₂SO₄ – сульфат гидроксокальция.

MgOHCl – хлорид гидроксомагния.

Al(OH)₂Cl – хлорид дигидроксоалюминия.

Переписать таблицу названий кислот и их солей из Глинка Н.Л. "Сборник задач и упражнений по химии".

Лекция №2 (МСФ).