Меню Рубрики

Классы неорганических соединений с точки зрения тэд

В качестве растворителя чаще всего применяют воду, поэтому рассмотрение кислот, оснований и солей ограничим только водными растворами, для которых целиком сохраняют справедливость определения кислот и оснований, вытекающего из теории электролитической диссоциации Аррениуса.

Кислотаэлектролит, диссоциирующий в водных растворах с образованием катионов гидроксония и не образующий никаких других положительно заряженных ионов

Основаниеэлектролит, при электролитической диссоциации которого образуются отрицательно заряженные ионы гидроксила и не образуется никаких других отрицательно заряженных ионов

Взаимодействие кислот и оснований в водных растворах есть соединение ионов гидроксония и гидроксила по уравнению:

Позднее появившиеся теории Бренстеда, Льюиса, Усановича и другие учитывают более общие свойства кислот и оснований. В основе их представлений лежит тот факт, что реакция кислоты и основания в эквивалентных количествах приводит к исчезновению кислотных свойств кислоты и щелочных свойств основания.

Продуктами взаимодействия кислот с основаниями являются солиэлектролиты, для которых не характерно образование в растворе ионов гидроксония и гидроксила, а образуются ионы, отличные от Н3О + и ОН — .

Принадлежность гидроксида к кислотам или основаниям определяется характером его электролитической диссоциации в водном растворе. Например, формулы гидроксидов бора и кальция сходны. Однако В(ОН)3 в водном растворе диссоциирует по типу кислоты

а гидроксид кальция диссоциирует как основание

Некоторые гидроксиды способны в зависимости от условий проявлять свойства и кислот и оснований и называются амфотерными. Например, гидроксид цинка в водных растворах взаимодействует со щелочами, как кислота, а с кислотами, как основание:

Оксиды, из которых получаются амфотерные гидроксиды, также обладают амфотерными свойствами, т. е. способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями:

В большинстве случаев металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, способны растворяться в кислотах и основаниях (так, металлический цинк растворим и кислотах и основаниях). Кислоты бывают одноосновными и многоосновными, а основания — одно- и многокислотными. Одноосновными и однокислотными называют такие электролиты, при электролитической диссоциации одной молекулы которых образуется не более 1 иона гидроксония или гидроксила (НС1, КОН и т. п.).

При электролитической диссоциации одной молекулы многокислотных оснований или многоосновных кислот может образоваться несколько ионов гидроксила или гидроксония, например Н3ВО3, Н2СО3, Са(ОН)2, А1(ОН)3. Ступенчатый характер процесса электролитической диссоциации и различие констант диссоциации по отдельным стадиям приводит к их последовательному взаимодействию с основаниями или кислотами:

Соли, полученные в результате неполного замещения ионов Н+ в кислотах на катионы металла (например, NaHCO3), называются кислыми солями. При неполном замещении ионов ОН- в основаниях на анионы кислот (например, CuOHCl) получаются основные соли. Присутствие ионов Н+ в кислых солях и ионов ОН- в основных вызывает при соответствующих условиях проявление кислотных свойств у первых из них и основных — у вторых. Например, NaHCO3 по отношению к NaOH играет роль кислоты

CuOHCl по отношению к НС1 играет роль основания

Многие свойства растворов электролитов определяются взаимодействием ионов. Так как при этом не требуется разрушения связей в молекулах сложных веществ, то реакция между ионами должна протекать легче, чем между молекулами. Направление процессов определяется энергетическими изменениями. Процесс самопроизвольно идет только в том случае, когда в системе уменьшается свободная энергия. Например, к понижению свободной энергии приводит образование слабодиссоциирующих веществ. Таким образом, реакции в растворах электролитов будут всегда направлены в сторону образования наиболее слабого электролита, в форме которого удаляется часть ионов. Суть процесса любой реакции нейтрализации состоит в образовании слабого электролита H2O и выражается сокращенным ионным уравнением:

CH3COOK + HCl = KCl + CH3COOH

становится возможным потому, что при этом образуется слабая уксусная кислота

Реакции самопроизвольно протекают не только в тех случаях, когда образуются слабые электролиты, но и когда продукты реакции представляют собой труднорастворимые соединения.

идет самопроизвольно в сторону образования осадка сульфата бария

Энергия гидратации молекул газообразных веществ значительно ниже энергии гидратации ионов. Поэтому, если в результате столкновения ионов образуется газ, сумма энергий теплового движения и гидратации понижается. Свободная энергия системы падает. При действии серной кислоты на хлорид калия выделяется газообразный хлористый водород. Реакция смещается слева направо:

из-за взаимодействия ионов Н + и Cl —

Если в результате реакции обмена образуются комплексные ионы, то их энергия гидратации ниже суммарной энергии гидратации простых ионов. Донорно-акцепторные и ковалентные связи комплексного иона отличаются высокой прочностью. Поэтому свободная энергия ионов в комплексе ниже, чем до объединения. Например,

или в ионной форме:

Fe 3+ + 3Cl — + 6K + + 6CN — = 3K + + 3Cl — + 3K + + [Fe(CN)6] 3-

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 1

Основные классы неорганических соединений. Оксиды, основания, кислоты, соли.

Основания — сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания — сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид — анионы OH-).

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты — электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).

Соли — сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

2. Донорно-акцепторная связь. Механизм образования донорно-акцепторной связи.

· Ковалентная связь, образующаяся за счет пары электронов одного из атомов, т.е. по донорно-акцепторному механизму, называется дoнорно-акцeпторной.

Например, такая связь образуется между атомом азота в молекуле метиламина CH3NH2 и протоном H + кислоты HCl:

Атом азота отдает свою электронную пару для образования связи и выступает в роли донора, а протон предоставляет вакантную орбиталь, играя роль акцептора. Атом-донор при этом приобретает положительный заряд.

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

3. Железо покрыто медью. Какой из металлов будет коррозировать в случае нарушения покрытия? Составьте электронные уравнения реакций, протекающих при контактной коррозии железа и меди а) в соляной кислоте; б) в атмосферных условиях.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 2

  1. Основные способы получения оксидов, оснований, кислот солей.

Получение оснований:

1. Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

3. Электролиз водных растворов солей

Получение оксидов

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

3. Реакциями обмена соли с кислотой

в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

Получение солей

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:

1) металла с неметаллом:2Na + Cl2 ® 2NaCl

2) металла с кислотой: Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2­

3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO2 ® MgCO3

5) основного оксида с кислотой CuO + H2SO4 – t° ® CuSO4 + H2O

6) основания с кислотным оксидом Ba(OH)2 + CO2 ® BaCO3¯ + H2O

7) основания с кислотой: Ca(OH)2 + 2HCl ® CaCl2 + 2H2O

8) соли с кислотой: MgCO3 + 2HCl ® MgCl2 + H2O + CO2­

9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)2 + Na2SO4 ® 2NaOH + BaSO4¯

Металлическая связь.

В металлах валентные электроны удерживаются атомами крайне слабо и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую решётку.

Совокупность обобществлённых валентных электронов (электронный газ), заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в определённых точках пространства — узлах кристаллической решётки, например, металла серебро.

Внешние электроны могут свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются высокой электропроводностью (особенно золото, серебро, медь, алюминий).

Определите массу веществ, выделившихся на золотых электродах в процессе электролиза сульфата меди при силе тока 2 А в течение 40 минут. Составьте уравнения электродных процессов.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 3

  1. Валентность. Графические формулы, правила их составления.

ВАЛЕНТНОСТЬ — способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи.

Вычислите Э.Д.С. гальванического элемента, образованного никелевым электродом с концентрацией ионов никеля(II) 0,1 моль/л, и хромовым электродом с концентрацией ионов хрома(III) 0,0001 моль/л.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 4

  1. Виды оксидов: основные, кислотные, амфотерные оксиды. Особенности и свойства.

Основные оксиды – соответствуют основаниям (BaO, CuO) – твердые вещ-ва разного цвета, с различной растворимостью в воде.

Химические свойства на примерах:

1. Взаимодействие с водой:

— взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:

— взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны под названием «гипс»).

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2=CaCO3 (Это вещество — обычный мел)

Кислотные оксиды – соответствуют кислотам (CO2, SiO2) – твердые или газообразные вещ-ва с различной растворимостью в воде.

Химические свойства на примерах:

Химическая реакция с водой

CO2+H2O=H2CO3 — это вещество — угольная кислота

2. реакция с щелочами (основаниями):

3. реакция с основными оксидами:

Амфотерные оксиды – проявляют свойства кислотных и основных оксидов (MnO2, BeO) – твердые вещ-ва разного цвета, практические нерастворимые в воде.

Химические свойства на примерах:

1. реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O

2. реакция с основаниями:

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 5

Получение

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.).

Читайте также:  Как определить зрение плюс или минус в домашних условиях

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 6

  1. Соли средние, кислые, основные. Особенности строения и свойства.

Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: , .

Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: ,

Основные соли — гидроксогруппы основания (OH−) частично замещены кислотными остатками.(CuOH)2 CO3

Химические свойства

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

  • Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода или другие оксиды ) :

  • Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

  • Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменениемстепеней окисления атомов реагентов:

  • Некоторые соли разлагаются при нагревании:

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 7

КАТАЛИЗ — процесс, заключающийся в изменении скорости химических реакций в присутствии веществ, называемых катализаторами. Катализаторы — вещества, изменяющие скорость химической реакции, которые могут участвовать в реакции, входить в состав промежуточных продуктов, но не входят в состав конечных продуктов реакции и после окончания реакции остаются неизменными.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 8

Основные понятия в химии. Атом, молекула, элемент, атомная масса, молекулярная масса, моль, число Авогадро, молярная масса.

Атомная масса — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода.

Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 9

Принцип Ле Шателье – если изменить одно из условий – температуру, давление, концентрацию веществ, — при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях реакций, пользуясь методом полуреакций:

Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4

2Br +2e =Br(-1) ( *2) (окислитель Br2)

S(+4)-2e=S(+6) (восстановитель-сера со степенью окисления +4, т.е. SO2)

3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 +H2O

S^+4 — 2e = S^+6 — восстановитель *3

2Cr^+6 + 6e = 2Cr^+3 — окислитель

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 10

Закон кратных отношений — Если один и тот же элемент образует несколько соединений с другим элементом, то на одну и ту же массовую часть первого элемента будут приходиться такие массовые части второго, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон объёмных отношений — при постоянном давлении и температуре объемы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции, то есть отношение объемов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел.

Химического равновесия.

Влияние концентрации – для увеличения скорости прямой реакции (и, следовательно, для смещения равновесия вправо) нужно увеличивать равновесные концентрации исходных веществ и уменьшать равновесные концентрации продуктов реакции.

Влияние давления – имеет смысл только в реакциях с участием газообразных веществ. Если прямая реакция ведёт к уменьшению числа газообразных частиц, и, следовательно, к уменьшению давления, повышение давления смещает равновесие вправо, а уменьшение смещает влево. Если прямая реакция ведёт к увеличению давления, то повышение давления смещает равновесие влево, а уменьшение смещает вправо. Если же в уравнении обратимой реакции число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, то изменение давления не вызовет смещения химического равновесия.

Влияние температуры – при повышении температуры в экзотермических реакциях равновесие смещается влево (в сторону уменьшения исходных веществ), а в эндотермических – вправо. Поэтому экзотермические реакции нужно проводить по возможности при низких температурах. Обратимые эндотермические реакции следует проводить при высокой температуре для смещения равновесия вправо.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях реакций, пользуясь методом полуреакций:

В зависимости от степени разбавления и температуры при которой происходит реакция возможны различные продукты, например:

Cu2S + 14 HNO3 => 2 Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10 NO2 + 6 H2O

3 Cu2S + 22 HNO3 => 6 Cu(NO3)2 + 3 H2SO4 + 10 NO + 8 H2O

Cu2S + 6 HNO3 => 2 Cu(NO3) + H2SO4 + N2 + 2 H2O

2KJO3 + 6Na2SO3 + H2SO4 = J2 + 6Na2SO4 + K2SO4 + H2O

2JO3(-) + 12H(+) — 10e = J2 + 6H2O ——x1 иод восстанавливается, KJO3 — окислитель

SO3(2-) + H2O — 2e = SO4(2-) + 2H(+)—-x 6 сера окисляется, Na2SO3 — восстановитель

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 11

Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 12

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 13

  1. Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Основные характеристики протона, нейтрона, электрона. Изотопы.

Протоны имеют заряд, равный заряду электрона, но противоположный по знаку (+), и массу, равную массе углерода или 1/12 массы углерода (эта единица называется атомная единица массы, с которой мы познакомимся попозже). Протоны обозначаются знаком р+. Нейтроны не имеют заряда, то есть они электронейтральны, и имеют массу примерно равную массе протона, т.е. 1. Обозначают n0. Сумма числа протонов и нейтронов называется массовым числом. Так как атом электронейтрален, то число протонов и электронов в атоме одинаково.

  1. Способы выражения концентрации растворов.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 14

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 15

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 16

  1. Теория строения атома водорода Н.Бора.

Постулаты Бора:

1) Электрон в атоме может находиться не на любых, а только на стационарных орбитах.

2) На стационарных орбитах электрон находится бесконечно долго ни излучая, ни поглощая энергии.

3) При переходе электрона с одной орбиты на другую энергия выделяется или поглощается только целым числом квантов.

  1. Температура кипения растворов. Эбулиоскопическая постоянная.

Эбулиоскопия — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярной массы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации (или изотонического коэффициента).

Температура кипения жидкости — такая температура, при которой давление пара над жидкостью равно внешнему давлению. В то же время давление пара над раствором нелетучего вещества практически полностью определяется давлением пара растворителя и, в соответствии с законом Рауля, может быть выражено уравнением:

где — мольная доля растворителя.

Эбулиоскопическая константа растворителя равна повышению температуры кипения одномоляльного раствора.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 17

Ответ – 64 раза

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 18

  1. Квантовые числа. Электронные спектроскопические формулы атомов.

Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3. n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,

l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),

l = 2 – d-орбиталями (5 типов),

l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx, рy, рz.

Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: и ..

  1. Основные положения теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.

1. Электролитам в водной среде (и в расплавленном состоянии) свойственно распадаться на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). Свойства ионов резко отличаются от свойств нейтральных атомов составляющих их элементов. Ионы в водных растворах гидратированны (аквакомплексы). Так, нейтральный атом натрия +11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 при обычных условиях легко отдает наружный (3s 1 ) электрон (окисляется). Натрий бурно реагирует с водой, кислотами, химически активен.
Ион (катион) натрия +11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 не может отдавать электроны (окисляться), не реагирует с водой.

2. Беспорядочное (хаотичное) движение ионов в растворе под действием электрического поля становится направленным: положительно заряженные ионы (катионы) движутся к электроду с отрицательным зарядом (катоду), а анионы – к аноду. Этим объясняется ионная проводимость водных растворов и расплавов электролитов.

NaOH Na + + OH – . Гидpaтированныe анионы гидроксильных групп, двигаясь к аноду, окрашивают нейтральный (фиолетового цвета) лакмус в синий цвет.
HCl H + + Cl – . Катионы гидроксония H3O + , двигаясь к катоду, окрашивают лакмус в красный цвет.

3. Процесс диссоциации электролитов в водной среде (расплавах) является обратимым:

3. При 100 o C реакция заканчивается за 40 минут. Принимая температурный коэффициент реакции равным 3, определите время протекания этой же реакции при 200 о С.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 19

  1. История открытия Периодического закона Д.И.Менделеева.

Периодическая система химических элементов — естественная классификация химических элементов, которая является графическим (табличным) выражением периодического закона химических элементов. Структура ее, во многом сходная с современной, разработана Д. И. Менделеевым на основе периодического закона в 1869-1871 гг. Прообразом периодической системы был «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве», составленный Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г. На протяжении двух лет ученый непрерывно совершенствовал «Опыт системы», ввел представление о группах, рядах и периодах элементов. В результате структура периодической системы приобрела во многом современные очертания.

Важным для ее эволюции стало понятие о месте элемента в системе, определяемом номерами группы и периода. Опираясь на это понятие, Менделеев пришел к выводу, что необходимо изменить атомные массы некоторых химических элементов: урана, индия, церия и его спутников. Это было первое практическое применение периодической системы. Менделеев также впервые предсказал существование нескольких неизвестных элементов. Ученый описал важнейшие свойства экаалюминия (будущего галлия), экабора (скандия) и экасилиция (германия). Кроме того, он предсказал существование аналогов марганца (будущих технеция и рения), теллура (полония), йода (астата), цезия (франция), бария (радия), тантала (протактиния). Прогнозы ученого в отношении данных элементов носили общий характер, поскольку эти элементы располагались в малоизученных областях периодической системы.

Читайте также:  Какие существуют точки зрения на характер первой мировой

Первые варианты периодической системы химических элементов во многом представляли лишь эмпирическое обобщение. Ведь был неясен физический смысл периодического закона, отсутствовало объяснение причин периодического изменения свойств элементов в зависимости от возрастания атомных масс. В связи с этим оставались нерешенными многие проблемы. Есть ли границы периодической системы? Можно ли определить точное количество существующих элементов? Оставалась неясной структура шестого периода — каково точное количество редкоземельных элементов. Было неизвестно, существуют ли еще элементы между водородом и литием, какова структура первого периода. Поэтому вплоть до физического обоснования периодического закона и разработки теории периодической системы перед ней не раз возникали серьезные трудности. Неожиданным было открытие в 1894 — 1898 гг. плеяды инертных газов, которым, казалось, не находилось места в периодической системе. Эта трудность была устранена благодаря идее включить в структуру периодической системы самостоятельную нулевую группу. Массовое открытие радиоэлементов на стыке XIX и ХХ вв. (к 1910 г. их число составляло около 40) привело к резкому противоречию между необходимостью их размещения в периодической системе и ее сложившейся структурой. Для них было только 7 вакантных мест в шестом и седьмом периодах. Эта проблема была решена в результате установления правил сдвига и открытия изотопов.

Одна из главных причин невозможности объяснить физический смысл периодического закона и структуру периодической системы состояла в том, что было неизвестно, как построен атом. Важнейшей вехой на пути развития периодической системы явилось создание атомной модели Э. Резерфордом (1911). На ее основе голландский ученый А. Ван ден Брук (1913) высказал предположение, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра его атома (Z). Это экспериментально подтвердил английский ученый Г. Мозли (1913). Периодический закон получил физическое обоснование: периодичность изменения свойств элементов стала рассматриваться в зависимости от Z-заряда ядра атома элемента, а не от атомной массы.

В результате структура периодической системы Менделеева значительно упрочилась. Была определена нижняя граница системы. Это водород — элемент с минимальным Z = 1. Стало возможным точно оценить количество элементов между водородом и ураном. Были определены «пробелы» в периодической системе, соответствующие неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однако оставались неясными вопросы о точном количестве редкоземельных элементов и, что особенно важно, не были вскрыты причины периодичности изменения свойств элементов в зависимости от Z.

Опираясь на сложившуюся структуру периодической системы и результаты изучения атомных спектров, датский ученый Н. Бор в 1918 — 1921 гг. развил представления о последовательности построения электронных оболочек и подоболочек в атомах. Ученый пришел к выводу, что сходные типы электронных конфигураций атомов периодически повторяются. Таким образом, было показано, что периодичность изменения свойств химических элементов объясняется существованием периодичности в построении электронных оболочек и подоболочек атомов.

В настоящее время периодическая система охватывает 117 элементов. Из них все трансурановые элементы (Z’ = 93 — 117), а также элементы с Z = 43 (технеций), 61 (прометий), 85 (астат), 87 (франций) получены искусственно.

Фундаментальным принципом построения периодической системы является ее подразделение на группы и периоды. Менделеевское понятие рядов элементов ныне не употребляется, поскольку лишено физического смысла. Группы, в свою очередь, подразделяются на главную (а) и побочную (b) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы — химические аналоги. Элементы а- и b-подгрупп в большинстве групп также обнаруживают между собой определенное сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, равны номеру группы.

  1. Особенности диссоциации кислот, оснований, солей (средних, кислых, основных).

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 20

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 21

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 22

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 23

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 24

Окислительно – восстановительные реакции (ОВР)– реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс принятия электронов. Восстановитель – отдает электроны, то есть окисляется. Окислитель – принимает электроны, то есть восстанавливается.

Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

S — восстановитель; O2 — окислитель

Внутримолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.

2KCl +5 O3 -2  2KCl -1 + 3O2 0 ­

Cl +5 — окислитель; О -2 – восстановитель

Реакции диспропорционирования – степень окисления одного и того же элемента одновременно уменьшается и увеличивается.

Cl2 0 + 2KOH  KCl +1 O + KCl -1 + H2O

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ №25

Составьте формулы

Гидроксокарбоната меди(II).

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 26

Метод электронного баланса.

Метод электронного баланса — один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР. Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:

1) Найти окислитель и восстановитель.

2) Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.

3) Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.

4) Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.

5)Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 27

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 28

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 29

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 30

Действие кислот на металлы.

Рассказать про коррозию.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 31

1. Ионная связь. Механизм образования ионной связи. Свойства ионной связи. Достоинства и недостатки теории ионной связи.

Свойства ионной связи

Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь в отличие от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 32

Принцип Ле Шателье – если изменить одно из условий – температуру, давление, концентрацию веществ, — при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.

3. Мышьяк образует два оксида, содержащих 65,2% и 75,7% мышьяка соответственно. Определите эквивалент и эквивалентную массу мышьяка в обоих оксидах.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 33

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации (α) — отношение числа молекул, диссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного электролита.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 34

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 35

Гидролиз солей.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 36

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 37

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 38

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 39

Химическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой, при котором окисление металла и восстановление окислительного компонента среды протекают единовременно в одном акте. Продукты взаимодействия пространственно не разделены.

Электрохимическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой (раствором электролита), при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала.

Коррозия внешним током и коррозия блуждающим током. В первом случае — это коррозия металла, возникающая под воздействием тока от внешнего источника. Во втором случае — под воздействием блуждающего тока.

Коррозия под напряжением — коррозия, вызванная одновременным воздействием коррозионной среды и механических напряжений. Если это растягивающие напряжения, то может произойти растрескивание металла. Это очень опасный вид коррозии, особенно для конструкций, испытывающих механические нагрузки (оси, рессоры, автоклавы, паровые котлы, турбины и т.д.). Если металлические изделия подвергаются циклическим растягивающим напряжениям, то можно вызвать коррозионную усталость. Происходит понижение предела усталости металла. Такому виду коррозии подвержены рессоры автомобилей, канаты, валки прокатных станов.

Фреттинг-коррозия — это коррозия, вызванная одновременно вибрацией и воздействием коррозионной среды. Устранить коррозию при трении или вибрации возможно правильным выбором конструкционного материала, снижением коэффициента трения, применением покрытий и т.д.

Коррозия называется сплошной, если она охватывает всю поверхность металла. Сплошная коррозия может быть равномерной, если процесс протекает с одинаковой скоростью по всей поверхности металла, и неравномерной когда скорость процесса неодинакова на различных участках поверхности. Равномерная коррозия наблюдается, например, при коррозии железных труб на воздухе.

При избирательной коррозии разрушается одна структурная составляющая или один компонент сплава. В качестве примеров можно привести графитизацию чугуна или обесцинкование латуней.

Местная (локальная) коррозия охватывает отдельные участки поверхности металла. Местная коррозия может быть выражена в виде отдельных пятен, не сильно углубленных в толщу металла; язв — разрушений, имеющих вид раковины, сильно углубленной в толщу металла, или точек (питтингов), глубоко проникающих в металл.

Читайте также:  С точки зрения беркли в мире действуют причины

Первый вид наблюдается, например, при коррозии латуни в морской воде. Язвенная коррозия отмечена у сталей в грунте, а питтинговая — у аустенитной хромоникелевой стали в морской воде.

Подповерхностная коррозия начинается на поверхности, но затем распространяется в глубине металла. Продукты коррозии оказываются сосредоточенными в полостях металла. Этот вид коррозии вызывает вспучивание и расслоение металлических изделий.

Межкристаллитная коррозия характеризуется разрушением металла по границам зерен. Она особенно опасна тем, что внешний вид металла не меняется, но он быстро теряет прочность и пластичность и легко разрушается. Связано это с образованием между зернами рыхлых малопрочных продуктов коррозии. Этому виду разрушений особенно подвержены хромистые и хромоникелевые стали, никелевые и алюминиевые сплавы.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 40

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 41

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 42

Гидролиз солей.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 43

Металлические покрытия.

Последнее изменение этой страницы: 2016-06-19; Нарушение авторского права страницы

Основные классы неорганических соединений: примеры соединений, различие в их составе

1. Простые и сложные вещества: различие в их составе. Основные классы неорганических соединений: примеры соединений, различие в их составе

Простые вещества состоят из одного химического элемента. К ним относятся металлы и неметаллы.

Сложные вещества состоят из двух или более химических элементов. Сложные вещества, или соединения, подразделяют на классы:

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (в степени окисления −2). Оксиды делят на осно́вные, кислотные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).

Осно́вным оксидам соответствуют основания. Это оксиды металлов, например натрия Na2O, кальция CaO. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов, например, серы SO2, фосфора P2O5, или металлов в высшей степени окисления, например, оксид хрома (VI) CrO3. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды

Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Примером могут служить оксиды цинка и алюминия.

Несолеобразующие оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относятся некоторые оксиды неметаллов, например, оксид азота (II) NO.

Кислоты — это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl, сероводородная H2S, или кислородсодержащими: азотная HNO3, серная H2SO4.

В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят на одноосно́вные, например, азотная HNO3, двухосно́вные — серная H2SO4, трехсно́вные — ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H3PO4.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

Основания — это сложные вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Основания могут быть растворимыми в воде — щелочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)2, или нерастворимыми, как гидроксид меди (II) Cu(OH)2.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т. е. осно́вные гидроксиды:

С точки зрения протонной теории к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, например аммиак:

Соли — это сложные вещества, в составе которых имеется металл (или сложный положительный ион) и кислотный остаток. Соли бывают:
• средние — в составе нет ионов водорода и гидроксогрупп, например, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na2CO3

2. Задача. Вычисление массовой доли вещества, находящегося в растворе.

Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так:

ω = масса компонента / масса целого,

где ω — массовая доля

Для растворенного вещества формула расчета массовой доли будет иметь следующий вид:

ω = m растворенного вещества / m раствора ,

где ω — массовая доля,

m раствора = mрастворенного вещества + m растворителя

Рассчитайте массовую долю растворенного вещества, если при выпаривании 20 г раствора было получено 4 г соли.

m растворенного вещества = 4 г

m раствора = 20 г

ω = 4 г / 20 г = 0,2 = 20%
Ответ: 0,2 или 20%.

ТЭД. Свойства классов соединений

Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты. Свойства классов неорганических соединений.

Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении.

Электролиты— вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток

Неэлектролиты — вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток

Кислоты, соли, щёлочи

Простые вещества, оксиды, органические вещества (кроме кислот и солей)

Вещества с ионной и ковалентной полярной связью

Вещества с ковалентной неполярной и малополярной связью

(степень диссоциации около 100%)

(степень диссоциации значительно меньше 100%)

2. Нерастворимые основания

Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот, многокислотных оснований, кислых солей, основных солей

1. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот.

2. Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований.

Ba(OH)2 → BaOH+ + ОН- ; BaOH+→ Ba2+ + ОН-

3. Ступенчатая диссоциация кислых солей.

4. Ступенчатая диссоциация основных солей.

BaOНCI→ BaOH+ + CI- ; BaOH+→ Ba2+ + ОН-

Химические свойства важнейших классов неорганических соединений

Химические свойства воды

+ Металлы 1,2 гр. гл п ̷ гр, AI →

Гидроксид металла + водород

+ Металлы средней актив. (побочных подгрупп, до Н2) при нагревании →

Оксид металла + водород

+ Оксиды металлов 1,2 гр. гл. п ̷ гр ( кроме ВеО) →

+ Оксиды неметаллов ( кроме SiО2) →

Классификация и химические свойства оксидов

1.Безразличные (несолеобразующие оксиды)

Не взаимодействуют с кислотами, щелочами, не образуют солей

2. Солеобра-зующие оксиды

Химические свойства солеобразующих оксидов

Оксиды металлов 1,2 гр. гл. п ̷ гр. ( кроме ВеО)

Оксиды неметаллов (кроме SiО2)

3. С кислотными оксидами

5. С основными оксидами(1,2гл.п ̷ гр )

Zn О + СаО → Zn SO4

6.С амфотерными оксидами при нагрев.

СаО+ZnО → СаZnО2 При нагревании

Химические свойства оснований

Индикаторы изменяют окраску в растворах щелочей:

ф. лакмус – синий,

б. фенолфталеин – малиновый.

Свойства щелочей–свойства ОН-

КОН + HCI→ КCI + Н2О

3. С кислотными оксидами

4. С растворимыми солями

5. С амфотерными оксидами

6. С амфотерными гидроксидами

7. Разлагаются при нагревании

Химические свойства кислот

Индикаторы изменяют окраску в растворах кислот:

ф. лакмус – красный, метилоранж – розовый,

б. фенолфталеин – бесцветный.

Свойства кислот – свойства Н+

2. Взаимодействуют с металлами до Н2, если образуется растворимая соль

3. С основными и амфотерными оксидами

4. С основаниями и амфотерными гидроксидами

КОН + HCI → КCI + Н2О

5. С солями более слабых кислот, если образуется осадок или выделяется газ.

Особые свойства азотной и серной (концентрированной) кислот

Азотная и серная (концентрированная) кислоты проявляют сильные окислительные свойства. Они взаимодействуют с металлами до и после водорода; при этом образуются – соль, вода и соединение азота (серы). Водород в этих реакциях не выделяется. Эти кислоты не действуют на благородные металлы – золото, платину. Холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют (не взаимодействуют, делают пассивными) алюминий, железо, хром.

1. Взаимодействует с неактивными металлами (после водорода)

2. Взаимодействует с активными металлами – выделяется не SO2, а S или H2S

H2SO4(концентрированная) окисляет некоторые неметаллы, превращая их в оксиды или кислоты

Концентрированная и разбавленная HNO3 взаимодействует с металлами до и после Н2, образуя соль, воду и одно из веществ, содержащих азот – NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3.

При взаимодействии концентрированной HNO3 с активными металлами (1,2 гр. гл. подгр.) образуются соль, вода и N2O или NO.

При взаимодействии концентрированной HNO3 с неактивными металлами (после Н2) образуются соль, вода и NO2.

Концентрированная (холодная) HNO3 не взаимодействует (пассивирует) с железом, алюминием, хромом, но при нагревании реакции происходят.

Окислительные свойства азотной кислоты тем сильнее, чем активнее металл и более разбавлена кислота

При взаимодействии разбавленной HNO3 с активными металлами (1,2 гр. гл. подгр.) образуются соль, вода и N2 или NH4NO3.

При взаимодействии разбавленной HNO3 с неактивными металлами (после Н2) образуются соль, вода и NO.

Концентрированная и разбавленная HNO3 взаимодействует с неметаллами

При взаимодействии концентрированной HNO3 с неметаллами образуются оксид неметалла или соответствующая кислота, вода и NO2.

При взаимодействии разбавленной HNO3 с неметаллами образуются оксид неметалла или соответствующая кислота, вода и NO.

Химические свойства солей

1. Растворимые соли взаимодействуют с кислотами, если выпадает осадок или выделяется газ

2. Растворимые соли взаимодействуют со щелочами, если выпадает осадок.

3. Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми солями, если выпадает осадок.

4. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей

5. Некоторые соли подвергаются гидролизу (разлагаются водой)

Памятка к написанию уравнений реакций в ионном виде

В виде молекул записывать формулы веществ

3. Нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и солей

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты. Гидролизу подвергаются только растворимые соли, образованные слабым(и) электролитом(и).

Тип гидролиза определяется ионом слабого электролита.

1 тип. Гидролиз по катиону. – Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой.

CuCI2 + HOH → HCI + CuOHCI (соль образована слабым основанием- Cu(OH)2 и

сильной кислотой- HCI)

Cu2+ + 2 CI- + HOH ↔ H+ + CI- + CuOH+ + CI-

Cu2+ + HOH ↔ H+ + CuOH+

[ H+] > [OH-] среда кислая, рН 7 Индикаторы изменяют окраску: лакмус – синий,

метилоранж – жёлтый, фенолфталеин — малиновый

3 тип. Гидролиз по катиону и по аниону (полный). — Соли, образованные слабым

основанием и слабой кислотой.

AI2S3 + 6HOH → 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑ рН = 7, среда нейтральная

Это пример необратимого гидролиза, так как выпал осадок и выделился газ. Необратимый гидролиз протекает тогда, когда одно из веществ (или оба вещества) выпадает в осадок или выделяется газ.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. NaCI — среда нейтральная, рН = 7,

Индикаторы не изменяют окраску: лакмус – фиолетовый,

метилоранж – оранжевый, фенолфталеин — бесцветный

Источники:
  • http://infopedia.su/6x2768.html
  • http://staminaon.com/ru/chemistry/chemistry_9-2.htm
  • http://studfiles.net/preview/4048496/