IN Celkom Do Prvej dumy bolo zvolených 478 poslancov. Podľa politickej príslušnosti boli rozdelení takto: kadeti - 176 ľudí, októbristi - 16, nestraníci - 105, roľníci - 97, sociálni demokrati (menševici) - 18 a zvyšok -
Išlo o členov národnostných okrajových strán a združení, z ktorých značná časť susedila s liberálnym krídlom. Prvá duma sa ukázala ako kadetská duma. Na jej čele stál profesor Moskovskej univerzity S.A. Muromtsev, zvolený drvivou väčšinou hlasov.
Starý Tauridský palác bol určený ako sídlo stretnutí Dumy. Poobede 27. apríla po krátkej modlitbe začala pracovať a okamžite prejavila svoju extrémnu náladu. V tom čase kancelária S.Yu. Witte padol a za premiéra bol vymenovaný slávny dvoran I.L. Goremykin, ktorý presvedčil cára, aby na post ministra vnútra pozval bývalého guvernéra Grodna a potom Saratova P.A. Stolypin.
Nová vláda zdedila ťažké dedičstvo. Kancelária S.Yu. Witte, ktorý zostal pri moci šesť mesiacov, nepripravil na otvorenie Dumy žiadne návrhy zákonov, ktoré by mali byť predmetom úvah ľudovej reprezentácie, pretože sa domnieval, že samotná Duma sa mala podieľať na tvorbe zákonov. A dala sa do práce. Doslova od prvých hodín sa z trezorov Tauridského paláca začali ozývať výzvy a vyhlásenia radikálneho charakteru: vyhlásiť všeobecnú amnestiu, vytvoriť zodpovedné ministerstvo, zaviesť generálnu volebné právo, prideľovať pôdu roľníkom atď. Liberálne noviny, publikujúce denne podrobné a sympatické správy o diele zákonodarný zbor, často nazývané zhromaždenie v Tauridskom paláci „Dúmou ľudového hnevu“.
To všetko sa udialo v atmosfére neustáleho teroru revolucionárov. Podľa neúplných údajov bolo v januári 1906 80 vrážd, vo februári - 64, v marci - 50, v apríli - 56, v máji - 122, v júni - 127. Stovky ľudí sa stali obeťami nemilosrdných činov „slobody“. bojovníci“ a nejeden z nich bol odsúdený nielen ľavicou, ale aj kadetmi.
Prvá duma trvala o niečo viac ako dva mesiace a väčšinu času venovala diskusii o najpálčivejšom probléme sociálny život- poľnohospodársky. Diskusia sa sústredila na dva projekty. Prvým prispeli kadeti. Ustanovil dodatočné prideľovanie pôdy roľníkom na úkor štátnej, kláštornej a apanskej pôdy, ako aj čiastočným odcudzením pozemkov v súkromnom vlastníctve na odkúpenie „za spravodlivé (ale nie trhové) ocenenie.
Druhý návrh predstavila frakcia Trudovik („pracovná skupina“ zjednotila roľníkov a populistickú inteligenciu v Dume). Mala ešte radikálnejšiu povahu a počítala s odcudzením pozemkov vlastníkov pôdy nad rámec „pracovnej normy“, vytvorením „ľudovej pozemkový fond„a zavedenie rovnakého využívania pôdy.
Štatistické ukazovatele neúprosne ukázali, že ak v európske Rusko skonfiškovať všetku pôdu vlastníkov pôdy a „rozdeliť ju rovným dielom“ medzi roľnícke obyvateľstvo najlepší možný scenár roľnícka rodina by dostala pozemkový „prírastok“ jedného alebo dvoch dessiatínov. Toto rozhodnutie nič zásadne nevyriešilo. Niektorým bolo treba nielen ubrať a iným dávať; bolo potrebné meniť nie toľkokrát -
miery vlastníctva pôdy, ako aj kvality využívania pôdy, ktorá sa vyznačovala predpotopným vzhľadom a extrémne nízkou efektívnosťou, čo umožnilo roľníkom existovať na úrovni minimálneho dostatku. Pre radikálnu modernizáciu bolo potrebné pôdu nezoberať, ale vytvoriť silného individuálneho vlastníka pôdy, ktorý by bol schopný a ochotný viesť modernú poľnohospodársku výrobu, stabilne zameranú na trh.
Toto sú presne ciele, ktoré si stanovil Stolypin agrárnej reformy, ktorá sa začala odvíjať koncom roku 1906. To isté, čo navrhli v Prvej štátnej dume kadeti a Trudovici, s ktorými hrali aj sociálni demokrati (menševici), malo charakter politickej demagógie, zameranej na len na diskreditáciu úradov a získanie popularity medzi roľníkmi.
Vláda bolestivo reagovala na smerovanie činnosti Štátnej dumy a 20. júna vydala vyhlásenie o nedotknuteľnosti SÚKROMNÝ POZEMOK na zem. To však nezastavilo väčšinu Dumy, ktorá mala v úmysle osloviť ľudí vyhlásením sľubujúcim „spravodlivé prerozdelenie pôdy“. V reakcii na to bola 9. júla 1906 rozpustená Prvá štátna duma a vyhlásené nové voľby.
Nasledujúci deň sa skupina kadetov a Trudovikov zhromaždila v meste Vyborg, kde zverejnili takzvanú „výborskú výzvu“, v ktorej na znak protestu „proti rozpusteniu ľudovej reprezentácie“ bolo obyvateľstvo vyzvaní na pasívny odpor: neplatiť dane, vyhýbať sa odvod a zahraničné vlády boli vyzvaní, aby neposkytovali Rusku pôžičky. Táto akcia nemala úspech.
Voľby do Druhej štátnej dumy sa konali začiatkom roku 1907 a jej zasadnutie sa otvorilo 20. februára 1907. Celkovo bolo zvolených 518 poslancov: 98 kadetov, 104 trudovikov, 68 sociálnych demokratov, 37 eseročiek, 50 nestraníkov. členovia , Oktobristi - 44. Zvyšné hlasy dostali pravica (národniari), predstavitelia regionálno-národných strán, kozáci a niektoré malé politické združenia.
Zloženie Druhej dumy odrážalo polarizáciu síl v spoločnosti, a hoci v zložení poslancov bola významná skupina pravičiarov, prevaha bola na strane ľavice, keďže kadeti sa s nimi často stotožňovali. Agrárna otázka sa opäť dostal do centra pozornosti, ale teraz existoval vládny program reorganizácie držby pôdy a využívania pôdy, ktorý sa stal predmetom prudkých útokov.
Úradom bolo celkom rýchlo jasné, že od novej dumy nemôžu očakávať konštruktívnu prácu. Okrem toho začali prichádzať informácie, že ľavica, skrývajúca sa za svoju poslaneckú imunitu, sa zaoberala otvorenými protivládnymi aktivitami mimo múrov paláca Tauride. Duma odmietla zbaviť sociálnodemokratickú frakciu parlamentných právomocí. V noci 3. júna 1907 polícia zatkla a následne postavila pred súd skupinu socialistov Dúmy. O pár hodín neskôr
Prišla správa o zrušení zastupiteľstva, bol zverejnený nový volebný zákon.
Nové volebné pravidlá upravili pomery zastúpenia samostatné skupiny populácia. Uprednostňovali sa najbohatšie a najzodpovednejšie sociálne prvky. Ak podľa starého zákona roľníci volili 42% voličov, vlastníkov pôdy - 31%, mešťanov a robotníkov - 27%, teraz sa pomer zmenil. Roľníci dostali 22,5%, statkári - 50,5%, mešťania a robotníci - 27%, ale mešťania boli rozdelení do dvoch kúrií, hlasujúcich oddelene. Znížilo sa zastúpenie okrajových častí: Poľsko z 29 na 12 poslancov, Kaukaz z 29 na 10 poslancov.
|
|
Kyseliny sa volajú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené alebo zamenené za atómy kovu a zvyšok kyseliny.
Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na obsahujúce kyslík(H2SO4 kyselina sírová H2S03 kyselina sírová, HNO3 Kyselina dusičná, H 3 PO 4 kyselina fosforečná, H 2 CO 3 kyselina uhličitá, H 2 SiO 3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka(HF kyselina fluorovodíková, HCl kyselina chlorovodíková ( kyselina chlorovodíková), HBr kyselina bromovodíková, HI kyselina jodovodíková, H2S kyselina hydrosulfidová).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H). Napríklad kyselina dusičná HNO 3 je jednosýtna, pretože jej molekula obsahuje jeden atóm vodíka, kyselinu sírovú H 2 SO 4 – dibázický atď.
Existuje len veľmi málo anorganických zlúčenín obsahujúcich štyri atómy vodíka, ktoré možno nahradiť kovom.
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.
Kyslé zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché kyslé zvyšky, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ide o komplexné zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, to znamená kyselinu bez vody. Napríklad,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.
Kyseliny dostali svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H 2 SO 4 - sírová; H 2 SO 3 – uhlie; H 2 SiO 3 – kremík a pod.
Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názve kyselín budú, keď prvok vykazuje vyššia valencia(v molekule kyseliny skvelý obsah atómy kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO 3 - dusičná, HNO 2 - dusíkatá.
Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:
H2 + Cl2 -> 2 HCl;
H2 + S → H2S.
Získané riešenia plynné látky HCl a H2S sú kyseliny.
Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj pevné skupenstvo.
Chemické vlastnosti kyselín
Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Indikátory sú látky komplexná štruktúra. Menia svoju farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikálie. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.
Interakcia so základňami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený zvyšok kyseliny (neutralizačná reakcia):
H2S04 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2 H20.
Interakcia so zásaditými oxidmi s tvorbou vody a soli (neutralizačná reakcia). Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá pri neutralizačnej reakcii:
H3P04 + Fe203 → 2 FeP04 + 3 H20.
Interakcia s kovmi.
Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:
1. kov musí byť dostatočne aktívny vo vzťahu ku kyselinám (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
2. kyselina musí byť dostatočne silná (t. j. schopná darovať vodíkové ióny H +).
Pri úniku chemické reakcie kyseliny s kovmi, vzniká soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HN03 → CuN03 + 2 N02 + 2 H20.
Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o kyselinách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.
| Kyslý vzorec | Názov kyseliny | Názov soli | Zodpovedajúci oxid |
| HCl | Solyanaya | Chloridy | ---- |
| AHOJ | Hydrojodický | Jodidy | ---- |
| HBr | bromovodíkový | Bromides | ---- |
| HF | Fluorescenčné | Fluoridy | ---- |
| HNO3 | Dusík | Dusičnany | N205 |
| H2SO4 | Sírový | Sulfáty | TAK 3 |
| H2SO3 | Síravý | Sulfity | TAK 2 |
| H2S | Sírovodík | Sulfidy | ---- |
| H2CO3 | Uhlie | Uhličitany | CO2 |
| H2Si03 | kremík | Silikáty | Si02 |
| HNO2 | Dusíkatý | Dusitany | N203 |
| H3PO4 | Fosfor | Fosfáty | P2O5 |
| H3PO3 | Fosfor | Fosfity | P2O3 |
| H2CrO4 | Chrome | Chromáty | CrO3 |
| H2Cr207 | Dvojchrómový | bichromáty | CrO3 |
| HMn04 | mangán | Manganistan | Mn207 |
| HCl04 | Chlór | Chloristany | Cl207 |
Kyseliny je možné získať v laboratóriu:
1) pri rozpúšťaní oxidov kyselín vo vode:
N205 + H20 -> 2HN03;
Cr03 + H20 -> H2Cr04;
2) keď soli interagujú s silné kyseliny:
Na2Si03 + 2HCl → H2Si03¯ + 2NaCl;
Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2¯ + 2HNO3.
Kyseliny interagujú s kovmi, zásadami, základnými a amfotérne oxidy, amfotérne hydroxidy a soli:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HN03 (koncentrovaný) -> Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;
H2S04 + Ca(OH)2 -> CaS04¯ + 2H20;
2HBr + MgO -> MgBr2 + H20;
6HI + Al203 -> 2AlBr3 + 3H20;
H2S04 + Zn(OH)2 -> ZnS04 + 2H20;
AgNO3 + HCl → AgCl¯ + HNO3.
Kyseliny zvyčajne reagujú iba s tými kovmi, ktoré sú elektrochemický rad napätie stúpa na vodík a uvoľňuje sa voľný vodík. Takéto kyseliny neinteragujú s nízkoaktívnymi kovmi (napätia prichádzajú po vodíku v elektrochemickej sérii). Kyseliny, ktoré sú silnými oxidačnými činidlami (dusičná, koncentrovaná sírová), reagujú so všetkými kovmi, s výnimkou ušľachtilých (zlato, platina), ale v tomto prípade sa neuvoľňuje vodík, ale voda a oxid, napr. napríklad SO2 alebo NO2.
Soľ je produktom nahradenia vodíka v kyseline kovom.
Všetky soli sú rozdelené na:
priemer– NaCl, K 2 CO 3, KMnO 4, Ca 3 (PO 4) 2 atď.;
kyslé– NaHC03, KH2P04;
Hlavná - CuOHCI, Fe(OH)2NO3.
Stredná soľ je produktom úplného nahradenia vodíkových iónov v molekule kyseliny atómami kovu.
Kyslé soli obsahujú atómy vodíka, ktoré sa môžu podieľať na chemických výmenných reakciách. V kyslých soliach došlo k neúplnej náhrade atómov vodíka atómami kovov.
Zásadité soli sú produktom neúplného nahradenia hydroxoskupín viacmocných kovových zásad kyslými zvyškami. Zásadité soli vždy obsahujú hydroxoskupinu.
Stredné soli sa získavajú interakciou:
1) kyseliny a zásady:
NaOH + HCl -> NaCl + H20;
2) kyslý a zásaditý oxid:
H2S04 + CaO → CaSO4¯ + H20;
3) kyslý oxid a dôvody:
S02 + 2KOH -> K2S03 + H20;
4) kyslé a zásadité oxidy:
MgO + C02 -> MgC03;
5) kov s kyselinou:
Fe + 6HN03 (koncentrované) -> Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20;
6) dve soli:
AgN03 + KCl → AgCl¯ + KN03;
7) soli a kyseliny:
Na2Si03 + 2HCl → 2NaCl + H2Si03¯;
8) soli a zásady:
CuSO4 + 2CsOH → Cu(OH)2¯ + Cs2SO4.
Kyslé soli sa získajú:
1) pri neutralizácii viacsýtnych kyselín zásadou v nadbytku kyseliny:
H3P04 + NaOH -> NaH2P04 + H20;
2) počas interakcie stredných solí s kyselinami:
CaC03 + H2C03 -> Ca(HC03)2;
3) počas hydrolýzy vzniknutých solí slabá kyselina:
Na2S + H20 → NaHS + NaOH.
Hlavné soli sa získajú:
1) počas reakcie medzi viacmocnou kovovou zásadou a kyselinou v nadbytku zásady:
Cu(OH)2 + HCl -> CuOHCI + H20;
2) počas interakcie stredných solí s alkáliami:
СuCl2 + KOH -> CuOHCl + KCl;
3) počas hydrolýzy vytvorených stredných solí slabé dôvody:
AlCl3 + H20 -> AlOHCl2 + HCl.
Soli môžu interagovať s kyselinami, zásadami, inými soľami a vodou (hydrolytická reakcia):
2H3P04 + 3Ca(N03)2 -> Ca3(P04)2° + 6HN03;
FeCl3 + 3NaOH -» Fe(OH)3¯ + 3NaCl;
Na2S + NiCl2 → NiS¯ + 2NaCl.
V každom prípade iónomeničová reakcia prebieha úplne až vtedy, keď sa vytvorí slabo rozpustná, plynná alebo slabo disociujúca zlúčenina.
Okrem toho môžu soli interagovať s kovmi za predpokladu, že kov je aktívnejší (má negatívnejšie elektródový potenciál) ako kov obsiahnutý v soli:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Soli sú tiež charakterizované rozkladnými reakciami:
BaC03 -> BaO + C02;
2KCl03 -> 2KCl + 302.
ZÍSKAVANIE A MAJETOK
ZÁSADY, KYSELINY A SOLI
Pokus 1. Príprava alkálií.
1.1. Interakcia kovu s vodou.
Nalejte destilovanú vodu do kryštalizátora alebo porcelánového pohára (asi 1/2 nádoby). Získajte od svojho učiteľa kúsok kovového sodíka, ktorý ste predtým vysušili filtračným papierom. Nakvapkajte kúsok sodíka do kryštalizátora s vodou. Po dokončení reakcie pridajte niekoľko kvapiek fenolftaleínu. Všimnite si pozorované javy a vytvorte rovnicu reakcie. Pomenujte výslednú zlúčeninu a napíšte jej štruktúrny vzorec.
1.2. Interakcia oxidu kovu s vodou.
Do skúmavky (1/3 skúmavky) nalejte destilovanú vodu a vložte do nej hrudku CaO, dôkladne premiešajte, pridajte 1 - 2 kvapky fenolftaleínu. Všimnite si pozorované javy, napíšte rovnicu reakcie. Pomenujte výslednú zlúčeninu a uveďte jej štruktúrny vzorec.
Kyseliny- elektrolyty, pri ktorých disociácii z kladné ióny tvoria sa iba ióny H +:
HN03↔ H++ N03-;
CH 3 COOH↔ H + +CH 3 COO — .
Všetky kyseliny sú rozdelené na anorganické a organické (karboxylové), ktoré majú tiež svoje vlastné (vnútorné) klasifikácie.
Za normálnych podmienok sa v ňom nachádzajú značné množstvá anorganických kyselín tekutom stave niektoré sú v pevnom stave (H 3 PO 4, H 3 BO 3).
Organické kyseliny s až 3 atómami uhlíka sú vysoko mobilné, bezfarebné kvapaliny s charakteristickým štipľavým zápachom; kyseliny so 4-9 atómami uhlíka sú olejové kvapaliny s nepríjemným zápachom a kyseliny s veľké množstvo atómy uhlíka sú pevné látky, ktoré sú nerozpustné vo vode.
Chemické vzorce kyselín
Uvažujme chemické vzorce kyselín na príklade niekoľkých zástupcov (anorganických aj organických): kyselina chlorovodíková - HCl, kyselina sírová - H 2 SO 4, kyselina fosforečná - H 3 PO 4, octová kyselina- CH 3 COOH a kyselina benzoová - C 6 H 5 COOH. Chemický vzorec ukazuje kvalitu a kvantitatívne zloženie molekuly (koľko a ktoré atómy obsahuje konkrétna zlúčenina) Pomocou chemického vzorca môžete vypočítať molekulovej hmotnosti kyseliny (Ar(H) = 1 amu, Ar(Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12:00):
Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);
Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.
Mr(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);
Mr(H2S04) = 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
Mr(H3PO4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(CH3COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C6H5COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
Mr(C6H5COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.
Štrukturálne (grafické) vzorce kyselín
Štrukturálny (grafický) vzorec látky je viac vizuálny. Ukazuje, ako sú atómy navzájom spojené v molekule. Označme štruktúrne vzorce každej z vyššie uvedených zlúčenín:
Ryža. 1. Štrukturálny vzorec kyselina chlorovodíková.
Ryža. 2. Štruktúrny vzorec kyseliny sírovej.
Ryža. 3. Štruktúrny vzorec kyseliny fosforečnej.
Ryža. 4. Štruktúrny vzorec kyseliny octovej.
Ryža. 5. Štruktúrny vzorec kyseliny benzoovej.
Iónové vzorce
Všetky anorganické kyseliny sú elektrolyty, t.j. schopné disociovať vo vodnom roztoku na ióny:
HCl ↔ H + + Cl -;
H2S04 ↔ 2H++ S042-;
H3P04↔ 3H++ P043-.
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
| Cvičenie | O úplné spálenie 6 g organickej hmoty Vzniklo 8,8 g oxidu uhoľnatého (IV) a 3,6 g vody. Určte molekulový vzorec spálenej látky, ak je známe, že jej molárna hmotnosť je 180 g/mol. |
| Riešenie | Nakreslíme schému spaľovacej reakcie organická zlúčenina označujúci počet atómov uhlíka, vodíka a kyslíka ako „x“, „y“ a „z“: CxHyOz + Oz ->C02 + H20. Určme hmotnosti prvkov, ktoré tvoria túto látku. Hodnoty relatívnej atómovej hmotnosti prevzaté z periodická tabuľka DI. Mendelejev, zaokrúhlite na celé čísla: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)xM(C) = n(C02)xM(C) = xM(C); m(H) = n(H)xM(H) = 2xn(H20)xM(H)=xM(H); Vypočítajme molárne hmotnosti oxid uhličitý a vodou. Ako je známe, molárna hmotnosť molekuly sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností atómov, ktoré tvoria molekulu (M = Mr): M(C02) = Ar(C) + 2xAr(0) = 12+ 2x16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H20) = 2 x Ar(H) + Ar(0) = 2 x 1 + 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = x12 = 2,4 g; m(H) = 2 x 3,6/18 x 1 = 0,4 g. m(0) = m(CxHyOz) - m(C) - m(H) = 6 - 2,4 - 0,4 = 3,2 g. Poďme definovať chemický vzorec spojenia: x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(0)/Ar(0); x:y:z= 2,4/12:0,4/1:3,2/16; x:y:z= 0,2: 0,4: 0,2 = 1:2:1. Prostriedky najjednoduchší vzorec zlúčeniny CH20 molárna hmota 30 g/mol. Aby sme našli skutočný vzorec organickej zlúčeniny, nájdeme pomer skutočnej a výslednej molárnej hmotnosti: M látka/M(CH20) = 180/30 = 6. To znamená, že indexy atómov uhlíka, vodíka a kyslíka by mali byť 6-krát vyššie, t.j. vzorec látky bude C6H12O6. Ide o glukózu alebo fruktózu. |
| Odpoveď | C6H1206 |
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | Odvoďte najjednoduchší vzorec zlúčeniny, v ktorej hmotnostný podiel fosforu je 43,66 % a hmotnostný podiel kyslíka je 56,34 %. |
| Riešenie | Hmotnostný zlomok prvok X v molekule zloženia HX sa vypočíta podľa nasledujúci vzorec:
ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Označme počet atómov fosforu v molekule „x“ a počet atómov kyslíka „y“ Nájdite zodpovedajúceho príbuzného atómové hmotnosti prvky fosforu a kyslíka (hodnoty relatívnej atómovej hmotnosti prevzaté z periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva, zaokrúhlené na celé čísla). Ar(P) = 31; Ar(0) = 16. Percentuálny obsah prvkov rozdelíme na príslušné relatívne atómové hmotnosti. Nájdeme teda vzťah medzi počtom atómov v molekule zlúčeniny: x:y = co(P)/Ar(P): co(0)/Ar(0); x:y = 43,66/31: 56,34/16; x:y: = 1,4 : 3,5 = 1 : 2,5 = 2 : 5. To znamená, že najjednoduchší vzorec na kombináciu fosforu a kyslíka je P 2 O 5 . Je to oxid fosforečný (V). |
| Odpoveď | P2O5 |
