Количественные характеристики химических элементов и соединений.

Металлокомплексные соединения

Соли

Опыт 9. В три пробирки налить по ~2 мл раствора нитрата свинца (II) и доба­вить: в пер­­вую раствор хлорида натрия, во вторую – сульфата магния и в третью – йодида калия. Наблюдать образование осадков. Классифицировать хи­мичес­кие реакции и назвать продукты реакций.

Опыт 10. В три пробирки налить по ~2 мл растворов – сульфата меди (II), суль­фа­та нат­рия и ацетата свинца (II). В каждый раствор внести предварительно зачищенную гранулу цинка. Что наб­лю­да­ется? Обосновать наблюдения. Классифицировать хи­мичес­кие реакции и назвать продукты реакций.

Опыт 11. Налить в пробирку ~3 мл «известковой воды» и пропустить из ап­па­ра­та Кип­па углекислый газ. Наблюдать последовательное образование и раст­во­рение осад­ка. Обос­но­вать наблюдения. Классифицировать хи­мичес­кие реакции и назвать продукты реакций.

Опыт 12. В пробирку с ~1 мл раствора сульфата меди (II) по каплям добавлять раст­вор карбоната натрия и наблюдать образование осадка основной соли. Обос­­­но­вать наб­лю­дение. Назвать продукты реакции.

Опыт 13. (под тягой).Аммиакаты. В две пробирки налить по ~2 мл растворов хло­­ри­да никеля(II) и сульфата меди(II). В каждый раствор постепенно добав­лять кон­цен­т­ри­рованный раствор аммиака, наблюдая образование осадков и их даль­ней­шее раст­во­рение. Отметить цвет образующихся растворов. Обосновать наб­лю­дения. Назвать комплексы.

Опыт 14. Ацидокомплексы железа. В две пробирки налить по 2 мл раствора хло­рида железа(III) и гексацианоферрат(III) калия и добавить раствор роданида ка­­лия. От­ме­тить ок­раску исходных и полученных растворов. В две другие про­бир­ки налить по 2 мл све­же­приготовленного раствора сульфата железа(II) и гек­­саци­а­но­феррат (II) ка­лия и доба­вить к ним раствор гидроксида калия. От­ме­тить обра­зование осадка в од­ной из проби­рок. Обосновать наблюдения. На­звать комп­лексы железа.

Опыт 15.Аквакомплексы. Несколько кристаллов кристаллогидрата CoCl₂×6H₂O поместить в две про­­бир­ки и в фарфоровую чашку. В одной пробирке раство­рить соль в воде, а в другой – кон­цент­ри­рованной соляной кислоте. Кристаллы в фарфоровой чашке на­греть в пла­ме­ни спир­товки. Сравнить окраску соли – в виде кристал­ло­гид­ра­та, в растворах и пос­­ле прока­ли­ва­ния. Палочкой, смо­чен­ной в водном растворе соли, на листе бумаги сде­лать надпись. Бумагу по­дог­реть над пламенем спир­тов­ки. Что наблюдается? Обос­новать наблюдения. Наз­вать комплексы ко­баль­та.

Атом – электронейтральная химически неделимая частица, состоящая из положительного заряда ядра (состоящего из протонов и нейтронов) и отрицательно заряженных электронов. Химический элемент– определенный вид атомов с одинаковым зарядом атомных ядер. Разновидности одного и того же химического элемента, отличающиеся массой атомов и распространенностью в природе, называются изотопами(например, изотопы калия - ³⁹K, ⁴⁰K, ⁴¹K). Наряду с зарядом ядра Z, важнейшей количественной характе­рист­и­кой атомов хи­ми­­чес­ких элемен­тов явля­ет­ся их массовое число A, ко­то­рое определяется суммой чис­ла протонов Z и нейтронов N:

A = Z + N.

В связи с пренебрежительно малой массой электронов (m_e/m_H = 1/1837), мас­совое число прак­тически опре­де­ляет массу атомов. Абсолютные значения масс атомов очень малы, например, масса атома углерода равна 1,995×10^{-26 кг. Поэтому при расчетах традиционно используют относительные величины атомных масс. С 1961 г. за еди­ни­цу атомной массы принята атомная единица массы (а.е.м.), которая представляет собой 1/12 массы изотопа углерода 12}С.

1 а.е.м. = m_a (¹²C) / 12 = 1,995×10^{-26 кг / 12 = 1,663} ×10^{-27 кг.}

Большинство химических элементов имеют несколько изотопов, различа­ю­щих­ся как своими массовыми числами, так и распространенностью в природе. В свя­зи с этим, для характеристики массы химического элемента используется ве­ли­чина его относительной атомной массыA_r, которая равна отношению сред­ней массы атома естественного изо­то­пического состава элемента к 1/12 массы атома углерода ¹²С.Именно изотопное со­держание элементов в при­роде приводит к дробным значениям относительных атомных масс боль­шин­ства химических элементовпериодической системы (приложение 1).

Аналогично химическим элементам, для массовой характеристики хи­ми­чес­ких соеди­не­ний используют относительную молекулярную массу М_r вещества, ко­торая определяется величиной отношения массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода ¹²С. Очевидно, что относительная молекулярная масса вещества рассчитывается как сумма относительных атомных масс элементов, входящих в его состав:

М_r = ∑А_r

N_A = 0,012/(1,995×10^-26) = 6,02×10²³ 1/моль.

Число N_A, име­ющее размерность 1/моль, называется числом (постоян­ной) Авогадро и показывает число струк­тур­ных элементов в моле любого ве­щест­ва. Число Авогадро и количество вещества связаны следующим соотношением:

ν = N / N_A,

где N – число структурных элементов (частиц) данного вещества.

Масса одного моля вещества называется молярной (мольной) массой М, име­ет размерность г/моль. Молярная масса вещества, вы­ра­­жен­ная в г/моль, численно равна относительной атомной или относительной моле­ку­­ляр­ной массе этого вещества:

M = А_r илиМ =M_r.

Между массой вещества (m, г), количеством вещества (ν, моль) и моле­ку­ляр­ной массой (М_r, г/моль) существует соотношение: