Підготовчі курси з хімії

Тема 8-11 Класи неорганічних речовин

Тема 8


 

ОКСИДИ

 

8.1   Класифікація сполук

Під класифікацією сполук розуміють віднесення до певних класів чи груп багаточисленних і різноманітних речовин, які мають спільні властивості,.

Атоми хімічні елементів, сполучаючись один із одним різними способами, у різній кількості та в різній послідовності, утворюють індивідуальні речовини, які залежно від складу поділяються на прості та складні (рис.8.1). Прості речовини – метали, неметали і напівметали – складають відносно невелику групу: з урахувнням алотропних модифікацій їх відомо близко 500. А складні речовини, яких згідно з різними оцінками нараховується 10-17 мільонів, подідяються на неорганічні та органічні. Неорганічні, або мінеральні (тобто ті, що у більшості походять з неживої природи) у свою чергу поділяються на класи. Основними класами є оксиди, основи, кислоти і солі. Обов’язково слід пам’ятати, що

оксигенвмістні кислоти і основи звичайно об’єднуюються однією спільною назвою – гідроксиди,

тобто такі сполуки, що складаються з відповідного оксиду і води, наприклад, основу Fe(OH)3 можна розглядати як комбінацію чи сполучення Fe2O3.H2O, а кислоту H2SO4 – як SO3.H2O.

Рисунок 8.1 – Спрощена класифікація неорганічних речовин.

Позначення: М – метал, An – кислотний залишок, x і y – індекси

 

Однак така класифікація не може вважатися вичерпною, оскільки вона не охоплює представників інших груп, наприклад, бінарні сполуки, молекули яких складаються з атомів двох різних елементів. Серед них найчастіше зустрічаються:

Гідрогенвмістні сполуки (за винятком кислот) – вода Н2О і гідриди металів (NaH, CaH2, AlH3);

Нітрогенвмістні – амоніак (NH3) і нітриди (Na3N, Mg3N2);

бінарні сполуки Фосфору – фосфін (PH3) і фосфіди (Na3P, Ba2P3);

Сульфурвмісні – сірководень (H2S) і сульфіди (або халькогеніди: K2S, FeS, As2S3);

бінарні сполуки Карбону – вуглеводні CxHy та карбіди (Ca2C2, Al4C3, Ag2C2);

бінарні сполуки Силіцію – силан (SiH4) і силіціди (MgSi2) тощо.

Не ввійшли до цієї класифікації також групи бінарних сполук, які містять атоми Оксигену в ступенях окиснення, що не дорівнюють –2.

Особливе місце серед складних сполук посідає вода, яку формально можна віднести до різних класів, наприклад: до оксидів (Н2О) – завдяки атому Оксигену(–2), сполученому з атомами іншого елемента; до основ (НОН) ­– оскільки до складу молекули входить гідроксильна група ОН; і навіть до кислот (НОН) – тому що містить атом Н, сполучений з іншою атомною групою і здатний заміщатися на метал.

 

8.2   Класифікація та номенклатура оксидів

Майже всі елементи утворюють сполуки з Оксигеном, однак не кожна з них належить до оксидів, наприклад, Гідроген пероксид (Н2О2–1), Калій надпероксид (К2О4–1/2), Натрій озонід (NaO3–1/3), Оксиген флуорид (O+2F2) теж містять атоми Оксигену у різних ступінях окиснення, однак відносяться до інших класів неорганічних речовин. Оксидом вважається лише така сполука, в якій атоми Оксигену не сполучені між собою і перебувають у ступені окиснення –2, наприклад: Na2O–2, BaO–2 та ін.

Оксиди – це складні неорганічні сполуки, що містять атоми двох елементів, одним з якихє Оксиген у ступені окиснення –2.

Для зображення взаємного розташування атомів в оксиді та характеру зв’язків між ними використовують графічні формули, які складаються з урахуванням валентностей елементів. При цьому слід пам’ятати, що символи одного елемента необхідно розміщувати так, щоб однойменні атоми не були сполучені один із одним. Наприклад, графічні формули оксидів, в яких атоми елемента виявляють різні валентності мають такий вигляд:

– оксиди одно-, двох- і три- і чотиривалентних елементів Na2О, NО, Al2О3 і CО2 відповідно

– оксиди п‘яти- і шестивалентних елементів P2O5 і SO3 відповідно

 

, ,

– оксиди елементів з більш високими валентностями – сім і вісім – Mn2O7 і OsO4 відповідно

 

, .

Згідно із сучасними вимогами міжнародної номенклатури назви оксидів складаються з назви елемента в називному відмінку і слова «оксид». Якщо елемент утворює декілька оксидів, вказується валентність елемента римською цифрою в дужках після назви елемента: NO – Нітроген (ІІ) оксид, MnO2 – Манган (IV) оксид, але ВаО – Барій оксид без зазначення валентності, оскільки у Барію вона постійна і дорівнює ІІ. Однак корисно знати й назви окремих оксидів відповідно до тривіальної номенклатури (тобто такої, що склалася історично), наприклад: сурик (Pb3O4), гльот (PbO), палена магнезія (MgO), залізна окалина (Fe3O4), негашене вапно (CaO), білий миш’як (As2O3), веселячий газ (N2O), чадний газ (СО) тощо. Крім того, для кислотних оксидів інколи застосовується ще й напівсистематична номенклатура: назви цієї групи оксидів походять від назви відповідної кислоти з додаванням слова «ангідрид», наприклад, сульфатний ангідрид SO3, фосфатний ангідрид P2O5, силікатний ангідрид SiO2, оскількі наведені оксиди відповідають гідроксидам, тобто оксигенвмісним кислотам: сульфатній H2SO4, фосфатній H3PO4, силікатній H2SiO3.

Оксиди поділяються за хімічними властивостями на дві групи: солетворні і несолетворні, а кожну групу в свою чергу поділяють ще на декілька підгруп.

Несолетворні оксиди не мають своїх гідроксидів (кислот чи основ) і не вступають у реакції йонного обміну. Серед несолетворних оксидів виділяють підгрупу індиферентніх (наприклад: СО, NO, N2O, SiO). Проте індиферентні вони лише в розумінні звичайного солеутворення. Взагалі в хімічні реакції несолетворні оксиди вступають, але солей при цьому не утворюють.

Солетворні оксиди в свою чергу поділяються на кислотні, основні та амфотерні (рис. 8.2). Такий поділ ґрунтується на відмінності властивостей утворених ними гідратів. Також виділяють групу складних солеподібних оксидів. До них належать подвійні оксиди металів, що містять у своєму складі елемент у різних ступенях окиснення, наприклад, Fe3O4 (або FeO·Fe2O3), Co3O4 (або CoO· Co2O3), Pb3O4 (або PbO2·2PbO), Pb2O3 (або PbO2·PbO). До солеподібних оксидів відносяться й змішані оксиди, до складу яких входять атоми металів і неметалів, наприклад, тальк 3MgO·4SiO2·H2O, смарагд 3BeO·Al2O3·6SiO2. Однак властивості солетворних оксидів у цьому розділі розглядати недоречно – доцільніше зробити це при вивченні розділів, присвячених хімії відповідних елементів.

Рисунок 8.2 – Класифікація солетворних оксидів

 

Основними називають оксиди типових металів, яким відповідають основи. Наприклад, оксидам Na2O, Cu2O, MgO відповідають основи NaOH, CuOH, Mg(OH)2. Основні оксиди утворюються лише металами у ступенях окиснення +1, +2.

Кислотними називають оксиди, яким відповідають кислоти. Наприклад, SO2, SO3, СО2, Р2О5, яким відповіають кислоти H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4. Кислотні оксиди утворюються неметалами і деякими металлами у високих ступеяхь окиснення (+5, +6, +7). Наприклад CrO3 – кислотний оксид, йому відповідає хроматна кислота H2CrO4. Кислотні оксиди називаються ангідридами, що у перекладі означає «без води», наприклад, внаслідок відщеплення води від сульфітної кислоти H2SO3 (або SO2.H2O) утворюється сульфітний ангідрит – Сульфур (IV) оксид SO2.

Амфотерні – це оксиди p- чи d-металів, які залежно від умов здатні виявляти властивості як основних, так і кислотних оксидів. Серед оксидів металів єдиним амфотерним оксидом є Берилій Амфотерним оксидам відповідають амфотерні гідроксиди, наприклад, оксидам ZnO, AI2O3, Cr2O3 відповідають амфотерні гідроксиди Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3.

Для визначення групи і підгрупи, до яких належить той чи інший оксид, корисно звернутися до схеми, поданої на рис. 8.3.

Рисунок 8.3 – Визначення належності оксиду до певного типу

 

8.3    Фізичні властивості оксидів

За своїми фізичними властивостями оксиди дуже різноманітні. За звичайних умов вони перебувають у різному агрегатному стані, наприклад, основні оксиди Na2O, CaO, FeO, Fe2O3і кислотні оксиди As2O3, As2O5, P2O5 – тверді речовини, СО2, NO2, SO2 – газоподібні, N2O5, SO3 – рідкі. Густина, температури плавлення і кипіння оксидів теж змінюються у дуже широких межах.

Оксиди можуть мати як молекулярну будову, так і немолекулярну будову. Основні та амфотерні оксиди здебільшого є твердими кристалічними речовинами йонної структури, у вузлах кристалічної решітки яких розміщуються йони металів, достатньо міцно зв’язані з оксид-йонами О2–. Така будова пояснює високі температури плавленння і кипіння основних і амфотерних оксидів. Більшість з них виявляє стійкість до високих температур (за винятком HgO і оксидів благородних металів) і не розчиняється у воді, крім оксидів лужних і лужноземельних металів, розчинення яких супроводжується хімічною взаємодією з нею і утворенням лугів. Щодо здатності кислотних оксидів розчинятися у воді та виявляти стійкість до високих температур, то у цьому відношенні для них притаманні індивідуальні властивості, які слід розглядати окремо відносно до кожного оксиду.

 

8.4    Хімічні властивості

Хімічні властивості оксидів досить різноманітні, вони залежать від того, до якого типу належить конкретний оксид, а також від його природи і будови. Особливо це стосується несолетворних і солеподібних оксидів, хімічні ознаки яких необхідно розглядати окремо для кожної сполуки. Однак для групи солетворних оксидів все ж таки можна визначити деякі узагальнюючі характеристики (табл. 8.1).

Таблиця 8. 1 – Хімічні властивості солетворних оксидів

 

Основні оксиди

 

Кислотні оксиди

Амфотерні оксиди

 

1. Відношення до води

З водою взаємодіють тільки оксиди лужних і лужно-земельних металів, утворюючи гідроксиди (луги):

Na2O + H2O→ 2NaOH;

СаО + H2O →Са(ОН)2.

Оксиди інших металів з водою не реагують:

FeO + H2O → реакція не проходить.

Більшість кислотних оксидів взаємодіє з водою з утворенням оксигенвмісних кислот:

SO3 + H2O → H2SO4;

SO2 + H2O → H2SO3.

Окремі кислотні оксиди залежно від умов внаслідок реакції з водою здатні давати різні кислоти:

Р2О5 + H2O →2НРО3;

Р2О5 + 2H2O →Н4Р2О7;

Р2О5 + 3H2O →2Н3РО4.

Амфотерні оксиди з водою не взаємодіють:

ZnO + H2O → реакція не проходить.

2. Реакції з кислотами

З кислотами основні оксиди вступають у реакцію нейтралізації, продуктами якої є сіль і вода:

Na2O + 2HСl→2NaCl +H2O;

СаО + 2HNO3→Ca(NO3)2+ H2O.

Кислотні оксиди не взаємодіють з кислотами:

SO3 + HCl→ не реагує.

Винятком є реакції, в яких виявляються гігроскопічні властивості деяких кислотних оксидів, здатних відщеплювати воду від нестійких оксигенвмісних кислот, наприклад:

P2O5 + 6HNO3 + 2H2O →2H3PO4 + 3N2O5,

а також окисно-відновні реакції (див. пункт 5).

При дії кислот амфотерні оксиди виявляють основні властивості, тобто з кислотами поводять себе подібно до основних оксидів, утворюючи сіль і воду:

Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O;

ZnO + 2HCI  ZnCI2 + H2O.

 

3. Взаємодія з лугами

Основні оксиди з лугами, а тим паче із слабкими основами не взаємодіють ніколи:

К2O + NaOH→ реакція не проходить.

 

Кислотні оксиди вступають з лугами у реакцію нейтралізації з утворенням солі та води:

SO3 + 2NaOH→ Na2SO4+H2O;

CO2 + Ca(OH)2 →CaCO3 + H2O.

Якщо оксиду відповідає багатоосновна кислота, то можуть утворюватися не тільки середні, але й кислі солі, наприклад:

Р2О5 + 6КОН 2К3РО4 + 3H2O;

Р2О5 + 4КOН 2К2НРО4 + H2O;

Р2О5 + 2КOН + H2O 2КН2РО4.

 

При сплавленні амфотерних оксидів з лугами утворюються середні солі:

Al2O3 + 2NaOH→t 2NaAlO2 + H2O;

ZnO + 2KOH →t K2ZnO2 + H2O.

При дії на амфотерні оксиди водними розчинами лугів утворюються комплексні солі:

Al2O3 + 4КOН + 3H2O →2K3[Al(OH)6];

ZnO + 2КOН+ H2O K2[Zn(OH)4].

4. Реакції між оксидами

відбуваються дуже різноманітно: основні і кислотні оксиди здебільшого взаємодіють між собою з утворенням солей, а обидві ці групи вступають у реакції сполучення ще і з амфотерними оксидами відповідно до прикладів, наведених нижче:

З кислотними оксидами:

К2O + CO2tK2CO3;

СаО + CO2tCaCO3.

З амфотерними оксидами:

Na2O + BeO →t Na2BeO2;

Na2O + Al2O3t 2NaAlO2.

З основними оксидами:

SO2 + CaO → CaSO3;

Р2О5 + 3Na2O → 2Na3PO4.

З амфотерними оксидами:

SO3 + BeO →t BeSO4;

3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3.

 

З кислотними оксидами:

Cr2O3 + CaO →t Ca(CrO2)2;

З основними оксидами:

ZnO + Na2O →t Na2ZnO2.

5.Окисно-відновні реакції за участю оксидів

Для основних оксидів найбільш характерною є реакція їх відновленння за допомогою сильних відновників, наприклад:

Fe2+3O3+ 2Al0t 2Fe0+ Al2+3O3;

3Cu+2O + 2N–3H3t3Cu0 + N20+ 3H2O.

Однак якщо метал в оксиді може виявляти й більш високі ступені окиснення, то такий оксид здатний окиснюватися:

4Fe+2O + O20t 2Fe2+3O3–2.

Кислотні оксиди, що містять елемент у вищому ступені окиснення, при взаємодії з відновниками виявлять окисні властивості:

S+6O3 + 2НІ–1→ І20 + S+4O2 2О;

S+4O2+ 2Н2S–2→3S0 +2Н2О.

Якщо елемент перебуває у проміжному ступені окиснення, то при взаємодії з окисниками кислотні оксиди поводять себе як відновники:

5S+4O2+2HI+5O3+4Н2О→ 5H2S+6O320.

 

Майже всі амфотерні оксиди здатні вступати у реакції відновлення:

Pb+2O + C+2O →t Pb0 + C+4O2.

Окиснення характерно переважно для амфотерних оксидів, утворених металом у проміжному ступені окиснення, наприклад:

Cr2+3O3 + 3Br20 + 10NaOH →

→2Na2Cr+6O4 + 6NaBr–1 +5Н2О.

 

У табл. 8.1 не наведені відомості щодо кислотних оксидів NO2 і SiO2, які мають свої спеціфічні особливості. Так, Нітроген (ІV) оксид є ангідридом двох кислот одночасно, а саме: нітратної HNO3 і нітритної HNO2, тому при розчиненні його у воді одразу утворюється суміш двох названих кислот, а при взаємодії з лугом – суміш двох солей згідно з рівняннями реакцій:

2NO2 + H2O→ HNO3+ HNO2,

2NO2 + 2NaOH→ NaNO3+ NaNO2 + H2O.

Інший згаданий оксид – Силіцій оксид (ІV) SiO2 – з водою не взаємодіє і не розчиняється навіть у концентрованих розчинах лугів:

SiO2+ H2О → реакція не проходить,

SiO2+ 2NaOH → Na2SiO3+ H2O реакція відбувається при нагріванні.

 

8.5    Одержання та застосування оксидів

Способи добування оксидів недоречно поділяти залежно від того, до якої групи належить кожний оксид. Зручніше розглянути їх разом (табл. 14.2).

Таблиця 8.2 – Способи одержання оксидів

Пряме окиснення простих речовин в атмосфері кисню

Необхідно знати, що цей метод неможливо застосувати для добування оксидів лужних металів, оскільки при контакті з киснем лужні метали перетворюються на пероксиди і надпероксиди:

2Na + O2 → Na2O2,

2K + 2O2 → K2O4.

Винятком є літій, який окиснюється киснем до оксиду:

2Li + O2 → Li2O.

Окиснення металів

2Mg + O2 →2MgO

Окиснення неметалів

S+ O2 → SO2;

2As + 3O2 → 2As2O3

Окиснення чи горіння бінарних гідрогенвмісних сполук

Вуглеводнів, наприклад, метану

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

 

Гідроген сульфіду (сірководню)

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O

 

Амоніаку

4NH3 + 5O2t 4NO + 6H2O

Фосфіну

2PH3 + 3O2t P2O3 + 3H2O

Обпалювання сульфурвмісних бінарних сполук

Сульфідів

2ZnS + 3O2→ 2ZnO + 2SO2

Персульфідів

4FeS2 + 11O2 →2Fe2O3 + 8SO2

Розкладання при нагріванні оксигенвмісних речовин

Основ

Винятком є гідроксиди лужних металів, які при нагріванні не розкладаються, а піддаються фазовому перетворенню – з твердого агрегатного стану в рідкий, а також основа NH4OH, при розкладанні якого оксиди не утворюються

Cu(OH)2 → CuO + H2O;

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

 

Кислот

 

H2SiO3 → SiO2 + H2O;

4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2

Середніх солей (особливо нітратів і карбонатів)

BaCO3→BaO + CO2;

2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2;

2AgNO3→2Ag + 2NO2 + O2;

4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

Кислих солей

Ca(HCO3)2 →CaO + 2CO2 + H2O;

Основних солей

(ZnOH)2CO3 →2ZnO + CO2 + H2O

Оксиди широко використовуються в самих різних галузях промисловості, будівництва і сільського господарства. Наприклад, з багатьох основних і амфотерних оксидів одержують чисті метали. АІ2О3 – дуже тверда речовина, її використовують для механічної обробки металів. Кальцій оксид СаО і Силіцій (IV) оксид SiO2 – складові будівельних матеріалів і сировини для одержання скла. Карбон (ІІ) оксид СО горить з виділенням великої кількості тепла. Його використовують як паливо, а також у ролі відновника при виплавлянні чавуну та сталі. Деякі оксиди широко застосовуються у лако-фарбному виробництві.

 

8.6    Практична частина

Приклад 8.1. Визначити належність до певної групи чи підгрупи таких оксидів: а) Барій оксид; б) Карбон (ІІ) оксид; в) Ванадій (V) оксид; г) Кобалт (ІІІ) оксид; е) Йод (V) оксид.

Розв’язок: а) Барій є типовим металом, виявляє валентність ІІ. Виходячи із схеми (рис. 14.3), стверджуємо, що ВаО – основний оксид; б) Карбон – неметал, а оксиди неметалів можуть бути або кислотними, або несолетворними. Оксид СО як раз входить до переліку несолетворних; в) Ванадій розміщуються у побічній підгрупі періодичної системи елементів Менделєєва, отже він є металом. Однак, якщо валентність металу V і вище, то його оксид кислотний, тобто V2O5 – кислотний оксид; г) Кобалт – метал, що зрозуміло навіть без періодичної таблиці. За схемою відшукуємо: якщо валентність металу дорівнює ІІІ і ІV, то він виявляє амфотерні властивості. Отже, скоріш за все Со2O3– амфотерний оксид; е) Йод – типовий неметал, тому перевіривши за переліком несолетворних оксидів, в яких І2О5 відсутній, доходимо висновку, що І2О5 – кислотний оксид.

Приклад 8.2. Серед оксидів – SO3, P2O5, CO, MgO, CrO3, CrO, Cr2O3, SiO2 – зазначте ангідриди кислот і наведіть їх формули.

Розв’язок: Ангідридами називаються кислотні оксиди, яким відповідає оксигенвмісна кислота, що містить центральний атом в тій же валентності, що й в оксиді. Кислотними оксидами серед запропонованого ряду є ті, що мають у якості центрального атома атоми неметалів чи металів з досить високою валентнісю. До таких належать: Сульфур (VI) оксид SO3, Фосфор (V) оксид P2O5, Хром (VI) оксид Cr2O3, Кремній (IV) оксид SiO2. Цим оксидам вдповідають кислоти: сульфатна H2SO4, фосфатна H3PO4, хроматна H2CrO4, силікатна H2SiO3.

Приклад 8.3. Які з оксидів – Na2O, SO3, ZnO, СО, ВаО – здатні при розчиненні взаємодіяти з водою? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: Серед вказаних оксидів у воді не розчиняються, а отже і не взаємодіють з нею такі оксиди: амфотерний ZnO і несолетворний СО. Інші оксиди вступають у реакцію з водою за схемами:

Na2O+Н2О→NaOH,

SO32О→ H2SO4,

ZnO +Н2О→реакція не проходить,

CO+Н2О→реакція не проходить,

ВаО+Н2О→Ba(OH)2.

Приклад 8.4. Які з оксидів – SO3, Al2O3, ZnO, Na2O, SO2, ВаО, CO2 – здатні взаємодіяти з лугом? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: Оксиди SO3, SO2, CO2 належать до кислотних оксидів, тому вступають з лугом у реакцію нейтралізації з утворенням солі та води. Амфотерні оксиди Al2O3, ZnO теж взаємодіють з лугами, а основні оксиди ВаО, Na2O з лугами не реагують. Рівняння відповідних реакцій матимуть вигляд:

SO3+ 2NaOH → Na2SO4+2H2O,

Al2O3+ 2NaOH +2H2O →2Na[Al(OH)4],

ZnO + 2NaOH →Na2[Zn(OH)4],

Na2O + NaOH → реакція не проходить,

SO2+ 2NaOH →+ Na2SO3 +2H2O,

ВаО+ NaOH → реакція не проходить.

Приклад 8.5. Які з оксидів – ZnO, SO3, SiO2, Al2O3, Na2O, ВаО, CO2, Fe2O3. – можуть взаємодіяти з хлоридною кислотою? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: Основні (Na2O, ВаО, Fe2O3) та амфотерні (Al2O3, ZnO) оксиди рвступають з кислотами у реакцію нейтралізації, внаслідок якої утворюється сіль і вода. Кислотні оксиди (SO3, SiO2, CO2) з кислотами не взаємодіють.

SO3+ НСl →реакція не проходить,

Al2O3+ 6НСl →2AlCl3 + 3H2O,

Na2O+ 2НСl →2NaCl + H2O,

ZnO+ 2НСl →ZnCl2 + H2O,

SiO2+ НСl →реакція не проходить,

ВаО+ 2НСl →BaCl2 + H2O,

CO2+ НСl →реакція не проходить,

Fe2O3+ 6НСl →2FeCl3 + 3H2O.

Приклад 8.6. У результаті окислення 1,5г двовалентного металу добуто 2,1г його оксиду. На підставі розрахунків визначте, який метал окиснюється.

Розв’язок: Позначимо формули двовалентного металу та його оксиду через Ме і МеО відповідно. Знайдемо масу Оксигену, що міститься в оксиді МеО:

m(O) = m(MeO) – m(Me) = 2,1 – 1,5 = 0,6г.

Складемо пропорцію і підставимо в неї відомі величини:

m(O) / m(Me) = M(O) / M(Me)

0,6 /1,5 = 16 / x,

звідки x = 16 . 1,5 / 0,6 = 40.

Таким чином, молярна маса двовалентного металу становить M(Me) = 40г/моль. Знаходимо в періодичній системі метал з такою молярною масою. Це – кальлцій, оскільки M(Ca) = 40г/моль.

Приклад 8.7. На розчинення суміші цинку та Цинк оксиду витратили 132,8мл хлоридної кислоти з масовою часткою HCl, що дорівнює 20 %, і густиною розчину 1,1 г/мл. Газ, що при цьому виділився, спалили і одержали 3,6г води. Обчисліть масу Цинк оксиду в суміші.

Розв’язок: Запишемо рівняння реакцій:

  1. Zn+ 2НСl →ZnCl2 + H2,
  2. ZnO+ 2НСl →ZnCl2 + H2O,
  3. 2H2 + O2 → 2H2O.

Виходячи з рівнянь реакції можна стверджувати:

υ(Zn) =1/2 υ(HCl)(1), υ(ZnO) = 1/2 υ(HCl)(2).

Для того, щоб розрахувати кількість речовини HCl, спочатку знайдемо масу розчину хлоридної кислоти і масу HCl:

mрозчину = ρ . V = 1,1. 132,8 = 146мл,

m(HCl) = ω . mрозчину / 100% = 20 . 146 / 100 = 29,2г,

υ(HCl) = m / M = 29,2 / 36,5 = 0,8моль.

Отже, на реакції (1) і (2) витрачено усього кількості речовини HCl:

υ(HCl) = υ(HCl)(1) + υ(HCl)(2).

З іншого боку з співставлення коефіцієнтів у рівнянні реакції (1) видно, що υ(HCl)(1) = 2υ(H2). А кількість речовини водню, у свою чергу, дорівнює кількості речовини води, що утворилася внаслідок реакції (3) при спалюванні водню:

υ(H2) = υ(H2О) = m / M = 3,6 / 18 = 0,2моль.

Тоді υ(HCl)(1) = 2υ(H2) = 2 . 02 = 0,4 моль, а на реакцію (2) пішло хлоридної кислоти

υ(HCl)(2) = υ(HCl) – υ(HCl)(1) = 0,8 – 0,4 = 0,4 моль, тобто така сама кількість, що й на реакцію (1).

З цього випливає:

υ(Zn) =1/2 υ(HCl)(1)= 1/2 . 0,4 = 0,2моль,

υ(ZnO) = 1/2 υ(HCl)(2) = 1/2 . 0,4 = 0,2моль.

Обчислимо маси Zn, ZnO і всієї суміші

m (Zn) = υ(Zn) . М(Zn) = 0,2 . 65 = 13,0г,

m (ZnО) = υ(ZnО) . М(ZnО) = 0,2 . 81 = 16,2г,

mсуміші = m (Zn) + m (ZnО) = 13,0 + 16,2 = 29,2г.

Масова частка Цинк оксиду в суміші складає:

ω(ZnО) = m (ZnО) / mсуміші = 16,2 / 29,2 = 0,55 (або 55%).

 

 

 

 

 

 

 


© 2023 СумДУ
created with Lectur'EDbeta