Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева периоды, группы и подгруппы систем.
Оксиды. Классификация оксидов. Хим. Св-ва оксидов. Примеры.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.
Формулы оксидов составляются с учетом валентности элементов и степени их окисления в соответствующем оксиде.
Степень окисления(с.о.) – это условный заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:
1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Вг2, S, O2, равна нулю.
2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2–1, Na2+1O2–1 и фторид кислорода О+2F2.
3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1.
4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
В качестве примера рассчитаем степень окисления хрома в соединении К2Cr2O7 и азота в анионе (NO2)-
К2+1 Сr2х O7 –2 2∙(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0 x = + 6
(NO2)– x + 2 (–2) = –1 x = + 3
Оксиды разделяются на несолеобразующие (N2O, NO, SiO) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по химическим свойствам делятся на основные (Na2O, CaO, MgO), кислотные (CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7) и амфотерные (ZnO, BeO, Al2O3, Cr2O3, PbO, SnO).
1. Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя щелочи:
Na2O + H2O = 2NaOH;
CaO + H2O = Ca(OH)2.
Кислотные оксиды, взаимодействуя с водой, образуют кислоты:
N2O5 + H2O = 2HNO3;
SO3 + H2O = H2SO4.
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O;
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O.
Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами как основные и с
основаниямикак кислотные:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O.
3. При взаимодействии основных и кислотных оксидов образуются соли:
Na2O + CO2 = Na2CO3.
Характер оксида определяется природой элемента (металл или неметалл), его местом в периодической системе. Неметаллы образуют кислотные оксиды, металлы же образуют основные, кислотные и амфотерные оксиды. Тип оксида определяется также степенью окисления металла. Проследим за изменением характера высших оксидов элементов III периода периодической системы Д.И.Менделеева:
Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7
основные амфотерный кислотные
Металлы натрий и магний образуют основные оксиды, неметаллы кремний, фосфор, сера, хлор – кислотные. Алюминий стоит в периоде между металлом магнием и неметаллом кремнием, а поэтому должен иметь двойственные (амфотерные) свойства.
Переменновалентные металлы образуют различные по характеру оксиды. В низшей степени окисления оксиды имеют основной характер, в высшей - кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например:
| Основные оксиды | Амфотерные оксиды | Кислотные оксиды |
| CrO | Cr2O3 | CrO3 |
| MnO, Mn2O3 | MnO2 | MnO3, Mn2O7 |
| VO, V2O3 | VO2 | V2O5 |
Получаются оксиды взаимодействием простых и сложных веществ с кислородом, а также разложением некоторых кислородсодержащих веществ при нагревании:
2Ca + O2 = 2CaO; 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2; Cu(OH)2 = CuO + H2O.
Основания. Классификация и хим. Св-ва оснований.Примеры
Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксильными группами (NaOH, KOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3). Основания взаимодействуют:
1. С кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.
2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O;
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O.
3. С солями с образованием новой соли и нового основания:
2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2↓
Гидроксиды металлов, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами, называют амфотерными. К ним относятся: Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2.
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4]
Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Нерастворимые в воде и амфотерные основания получают реакцией обмена:
FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KCl;
ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + Na2SO4.
Кислоты. Классификация кислот. Хим. Св-ва кислот. Примеры.
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка (H2SO4, HNO3, HCl). Кислоты взаимодействуют:
1. С основаниями с образованием соли и воды:
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O.
2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2HCl + BaO = BaCl2 + H2O;
H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.
3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:
H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 ↓+ 2HNO3.
4. С металлами. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, исключая HNO3:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
Соли. Группы солей. Получение солей. Св-ва солей. Примеры.
Соли – это продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Соли бывают средние, кислые, основные.
Средние соли (K2SO4, Na3PO4, MgCl2) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл:
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O.
Кислые соли (KHSO4, Na2HPO4, NaH2PO4) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O.
Основные соли (MgOHCl, (CuOH)2CO3, FeOHCl2) – это продукты неполного замещения гидроксильной группы в основании на кислотный остаток:
Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O.
Средние соли получают:
1. Взаимодействием металла неметаллом:
Fe + S = FeS.
2. Взаимодействием металла с кислотой:
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑.
3. Взаимодействием металла с солью:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + H2O.
4. Взаимодействием основного оксида с кислотой:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O.
5. Взаимодействием кислотного оксида с основанием:
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O.
6. Взаимодействием основного и кислотного оксида:
BaO + N2O5 = Ba(NO3)2.
7. Взаимодействием основания с кислотой (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
8. Взаимодействием кислоты с солью:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓+ 2HCl.
9. Взаимодействием основания с солью:
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4.
10. Взаимодействием между солями:
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaNO3.
Состояние твёрдого тела,
Жидкое состояние и
3. Газообразное состояние.
Часто выделяют четвёртое агрегатное состояние – плазму.
Иногда, состояние плазмы считают одним из видов газообразного состояния.
Плазма — частично или полностью ионизированный газ, чаще всего существующий при высоких температурах.
Оксиды. Классификация оксидов. Хим. Св-ва оксидов. Примеры.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.
Формулы оксидов составляются с учетом валентности элементов и степени их окисления в соответствующем оксиде.
Степень окисления(с.о.) – это условный заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:
1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Вг2, S, O2, равна нулю.
2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2–1, Na2+1O2–1 и фторид кислорода О+2F2.
3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1.
4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
В качестве примера рассчитаем степень окисления хрома в соединении К2Cr2O7 и азота в анионе (NO2)-
К2+1 Сr2х O7 –2 2∙(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0 x = + 6
(NO2)– x + 2 (–2) = –1 x = + 3
Оксиды разделяются на несолеобразующие (N2O, NO, SiO) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по химическим свойствам делятся на основные (Na2O, CaO, MgO), кислотные (CO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7) и амфотерные (ZnO, BeO, Al2O3, Cr2O3, PbO, SnO).
1. Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя щелочи:
Na2O + H2O = 2NaOH;
CaO + H2O = Ca(OH)2.
Кислотные оксиды, взаимодействуя с водой, образуют кислоты:
N2O5 + H2O = 2HNO3;
SO3 + H2O = H2SO4.
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O;
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O.
Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами как основные и с
основаниямикак кислотные:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O.
3. При взаимодействии основных и кислотных оксидов образуются соли:
Na2O + CO2 = Na2CO3.
Характер оксида определяется природой элемента (металл или неметалл), его местом в периодической системе. Неметаллы образуют кислотные оксиды, металлы же образуют основные, кислотные и амфотерные оксиды. Тип оксида определяется также степенью окисления металла. Проследим за изменением характера высших оксидов элементов III периода периодической системы Д.И.Менделеева:
Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7
основные амфотерный кислотные
Металлы натрий и магний образуют основные оксиды, неметаллы кремний, фосфор, сера, хлор – кислотные. Алюминий стоит в периоде между металлом магнием и неметаллом кремнием, а поэтому должен иметь двойственные (амфотерные) свойства.
Переменновалентные металлы образуют различные по характеру оксиды. В низшей степени окисления оксиды имеют основной характер, в высшей - кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например:
| Основные оксиды | Амфотерные оксиды | Кислотные оксиды |
| CrO | Cr2O3 | CrO3 |
| MnO, Mn2O3 | MnO2 | MnO3, Mn2O7 |
| VO, V2O3 | VO2 | V2O5 |
Получаются оксиды взаимодействием простых и сложных веществ с кислородом, а также разложением некоторых кислородсодержащих веществ при нагревании:
2Ca + O2 = 2CaO; 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2; Cu(OH)2 = CuO + H2O.
Основания. Классификация и хим. Св-ва оснований.Примеры
Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксильными группами (NaOH, KOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3). Основания взаимодействуют:
1. С кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.
2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O;
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O.
3. С солями с образованием новой соли и нового основания:
2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2↓
Гидроксиды металлов, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами, называют амфотерными. К ним относятся: Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2.
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4]
Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
BaO + H2O = Ba(OH)2.
Нерастворимые в воде и амфотерные основания получают реакцией обмена:
FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KCl;
ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + Na2SO4.
Кислоты. Классификация кислот. Хим. Св-ва кислот. Примеры.
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка (H2SO4, HNO3, HCl). Кислоты взаимодействуют:
1. С основаниями с образованием соли и воды:
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O.
2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
2HCl + BaO = BaCl2 + H2O;
H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.
3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты:
H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 ↓+ 2HNO3.
4. С металлами. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, исключая HNO3:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
Соли. Группы солей. Получение солей. Св-ва солей. Примеры.
Соли – это продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Соли бывают средние, кислые, основные.
Средние соли (K2SO4, Na3PO4, MgCl2) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл:
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O.
Кислые соли (KHSO4, Na2HPO4, NaH2PO4) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл:
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O.
Основные соли (MgOHCl, (CuOH)2CO3, FeOHCl2) – это продукты неполного замещения гидроксильной группы в основании на кислотный остаток:
Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O.
Средние соли получают:
1. Взаимодействием металла неметаллом:
Fe + S = FeS.
2. Взаимодействием металла с кислотой:
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑.
3. Взаимодействием металла с солью:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + H2O.
4. Взаимодействием основного оксида с кислотой:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O.
5. Взаимодействием кислотного оксида с основанием:
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O.
6. Взаимодействием основного и кислотного оксида:
BaO + N2O5 = Ba(NO3)2.
7. Взаимодействием основания с кислотой (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
8. Взаимодействием кислоты с солью:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓+ 2HCl.
9. Взаимодействием основания с солью:
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4.
10. Взаимодействием между солями:
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaNO3.
Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева периоды, группы и подгруппы систем.