Основные классы неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений

Неорганические вещества

Простые Вещества, состоящие из одного химического элемента O2, O3, P4, S8, Mg Сложные Вещества, состоящие из двух или более химических элементов KOH, H2SO4, CO2, CO
Металлы Mg, Na, Al Не металлы S8, O2, N2 Оксиды MgO, CO2 Основания KOH, NaOH Кислоты H3PO4, H2SO4 Соли K2SO4, CaCO3
           

Известно более 500,000 неорганических веществ.

Оксиды

1. Оксиды-сложные вещества, состоящие из нескольких химических элементов, один из которых О в СТОК -2. Общая формула: Э2Оn, ЭОn/2

Если сток (О)-1, то вещества называются пероксиды(H2O, Na2O2)

Если сток (О)-1/2, то вещества называются надпероксиды(NaO2)

Если сток(О)-1/3, то соединения называются озониды(KO3)

Оксиды образуют все элементы кроме:

He, Ne, Ar

2.Номенклатура (название)

а) К слову “оксид” добавляется название химического элемента в Р.п.

б) К элементу в Им.п. через дефис добавляется к слову “оксид”.

в) Традиционное название (N2O-веселящий газ).

Если элемент проявляет переменную сток, то она указывается после названия элемента в скобках.

I. Fe2O3- 1) Оксид железа(III)

2) Железо(III)-оксид

3) Красный железняк

CO-угарный газ

Cao-негашёная известь

SiO2-песок

3O4-железная окалина, магнитный железняк

SO2-сернистый газ

NO2-«лисий хвост»

3.Классификация оксидов

Оксиды

Солеобразующие Несолеобразующие
Образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями Не образуют солей с кислотами или основаниями
Основные K2O, CuO Кислотные CO2, P2O5 Амфотерные ZnO, Al2O3 Безразличные, индифферентные N2O, CO, SO, SiO
       

4.Основные оксиды-оксиды, которым соответствуют основания(Na2O-NaOH, CaO-Ca(OH)2)

Образованы Me в сток +1 +2, реже +3

Физические свойства:

Все твёрдые вещества, с ионной связью и с ионной кристаллической решёткой, тугоплавкие, имеют разную окраску.

Бесцветные: Li2O, Na2O

Белые: CaO, BaO, MgO

Чёрные: CuO, FeO

Красные: HgO, Cu2O

Химические свойства:

-Все взаимодействуют с кристаллами с образованием солей

MgO+2HnO3→Mg(NO3)2+H2O

MgO+2H+2NO3→Mg+2NO3+H2O

MgO+2H→Mg+H2O

-Отношение к H2O. 10 взаимодействий с образованием щелочей

Li2O+H2o→2LiOH

SrO+H2O→Sr(OH)2

RaO+H2O→Ra(OH)2

-Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей при t.

3CaO+P2O5→ t Ca3(PO4)2

Свойства 1-3 характеризуют основность оксидов.

-Восстановление H2 до металлов-водородотермия

CuO+H2→ t Cu+H2O

-Восстановление Al, Zn, Mg до металлов-металлотермия

CuO+Zn→ tCuO+ZnO

-Восстановление C или CO до металлов

CuO+C → t Cu+CO

CuO+CO→ t Cu+CO2

-Доокисление O2

4Fe+O2→ t 2Fe2O3

6FeO=O2→ t 2Fe3O4

-Разложение при t: HgO, Ag2O

2HgO→ t 2Hg+O2

2Ag2O+O→ t 4Ag+O2

5. Кислотные оксиды-оксиды, которым соответствуют кислоты образованные металлами и неметаллами в высокой сток.

H3PO4

P2O5 HPO3 литафосфористая

H4P2O7 дифосфористая

P2O3 H3PO3 фосфористая

CO2 H2CO3

SiO2 H2SiO3

H4SiO4 ортокремниевая

SO2 H2SO3

SO3 H2SO4

N2O5 HNO3

Cl2O HClO хлорноватистая

Cl2O5 HClO3 хлористая

Cl2O7 HClO4 хлорноватая

Mn2O7 HMnO4 марганцовая

B2O3 H3BO3 борная

Физические свойства

Имеют ковалентные связи и различные агрегатные состояния:

Газы: CO2, SO2, NO2, ClO2

Жидкости: SO3, MnSO7, Cl2O7

Твёрдые: SiO2, P2O5, P2O3

Различная окраска:

Бесцветные газы: SO2, SO2

Бурый газ: NO2

Фиолетовая жидкость: MnO7

Красные кристаллы: CrO3

Белые кристаллы: P2O5, P2O3

Большинство имеют молекулярную кристаллическую решётку, поэтому летучи. Исключение: SiO2

-Все взаимодействуют со щелочами с образованием соли и воды

CO2+2NaOH→Na2CO3+H2O

CO2+2Na+2OH→2Na+CO3+H2O

CO2+2OH→CO3+H2O

-Отношение к H2O. Образуют соответствующую кислоту. Исключение: SiO2

CO2+H2O→H2CO3

SO2+H2O→H2SO3

P2O5+H2O→2HPO3

P2O5+3H2O→2H3PO4

N2O5+H2O→2HNO3

N2O3+H2O→2HNO2

2NO2+H2O→HNO3+HNO2

CrO3+H2O→H2CrO4

MnO7+H2O→2HMnO4

Оксиды соответствующие кислотам называются ангидридами кислот.

-Взаимодействуют с основаниями и амфотерными оксидами при t с образованием солей

SO3+Na2O→Na2SO4

SO3+Al2O3→AL2(SO4)3

Свойства 1-3 характеризуют кислотность оксидов.

-Не летучие оксиды вытесняют из солей летучие оксиды.

K2CO3+SiO2→K2SiO3+CO2

-Доокисление

P2O3+O2→P2O5

2SO2+O2→2SO3

-Взаимодействие некоторых CO2 и SiO2 с активным Me

CO2+Mg→MgO+C

SiO2+Mg→MgO+Si

-Восстановление С некоторых газов.

CO2+C→2CO

SiO2+2C→Si+2CO

P2O5+5C→2P+5CO

H2O+C→H2+CO

6. Амфотерные оксиды-взаимодействующие как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей. В качестве гидроксидов соответствуют амфотерные гидроксиды.

Образованы элементами(переходными) расположенными на диагонали Be-At или вблизи её.

СТОК(Э)=+2: ZnO,BeO, SnO, PbO и др

+3: AL2O3, Cl2O3, Fe2O3 и др

+4: SnO2, PbO2, MnO2 и др

Образованы чаще всего металлами.

Физические свойства

Все твёрдые вещества, большинство тугоплавки, не летучи. Различные окраски

Белая: ZnO,Al2O3

Чёрная: MnO2

Коричневая: Fe2O3

Зелёная: Cr2O3

Химические свойства:

-Взаимодействует с металлами с образованием солей

Al2O3+6HCl→2AlCl3+3H2O

-Взаимодействует со щелочами

А)ZnO+NaOH→Na2ZnO2+H2O

Б)ZnO+2NaOH+H2O→Na2[Zn(OH)4]

Al2O3+2NaOH+3H2O→2Na[AL(OH)4]

Или

Al2O3+NaOH+H20→Na3[Al(OH)6]-гексогидроксоаллюминад

-Отношение к H2O

Не взаимодействуют

Al2O3+H2O≠

-Взаимодействие с кислотными оксидами

Al2O3+3SO3→Al2(SO4)3

-Взаимодействие с основными оксидами

Al2O3+Na2O→2NaAlO2

ZnO+CaO→CaZnO2

-Вытеснение летучих оксидов из солей при t

K2CO3+Al2O3→CO2+2KAlO2

7. Несолеобразующие оксиды-не образуют солей при взаимодействии с кислотами и основаниями.

Исключение: CO при взаимодействии со щелочами образующие соли муравьиной кислоты.

CO+NaOH→HCOONa

-Доокисляются до более высокой СТОК

2CO+O2→2CO2

2NO+O2→2NO2

-СО восстанавливает металлы из оксидов

NiO+CO→Ni+CO2

Получение оксидов

-Ме или не Ме с О2

4Al+3O2→2Al2O3

4P+5O2→2P2O5

Нельзя получить оксиды Cl, Au, Pt и оксидов, которые разлагаются при t HgO, Ag2O.

-Горение сложных веществ

CH4+2O2→CO2+2H2O

2H2S+3O2→2SO2+2H2O

-Разложение

А) Нерастворимых оснований

Cu(OH)2→CuO+H2O

Б) Некоторых кислот

H2CO3→CO2+H2O

H2SiO3→SiO2+H2O

H2SO3→SO2+H2O

4HNO3→4NO2+2H2O+O2

В) Солей

CaCO3→CO2+CaO(кроме щелочных металлов)

Cu(NO3)2→CuO+2NO2+O2

NaHCO3→Na2CO3+CO2+H2O

-Окисление Ме и не Ме кислотами-окислителями: HNO3, H2SO4(концентрированная)

Cu+4HNO3(конц)→Cu(NO3)2+2NO2+2H2O

3Cu+8HNO3→3Cu(NO3)2+2NO+4H2O

Cu+H2SO4(конц)→CuSO4+SO2+2H20

C+4HNO3→2H2O+CO2+4NO2

S+H2SO4(конц)→H2O+SO2

N2O5, SO3 и Cl2O7 можно получить действием на соответствующие кислоты водоотнимающих веществ.

2HNO3+P2O5→N2O5+2HPO3

H2SO4+P2O5→SO3+2HPO3

2HClO4+P2O5→Cl2O7+2HPO3

-CO2 и SO2 можно получить действиями более сильных кислот на средние и сильные соли.

CaCO3+HCl→CaCl2+H2O+CO2

KHSO3+HCl→KCl+H2O+SO2

9. Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения в ПС и СТОК.

1) В ПС

А) По периоду слева направо основные свойства уменьшаются, а кислотные усиливаются

Б) В группах А сверху вниз основные свойства усиливаются, кислотные-уменьшаются

2) Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными СтОк, то чем выше СтОк, тем сильнее кислотный характер оксида.

Основные Амфотерные Кислотные
FeO   Fe2O3  
CrO Cr2O3 CrO3
MnO MnO2 Mn2O7

Если один и тот же элемент образует два основных или два кислотных оксида, то чем ниже СТОК, то тем выше основные свойства. Чем выше СТОК, тем лучше выражены кислотные свойства.

Основания

Основания-сложные вещества, состоящие из атомов Ме и нескольких или одной гидроксо группы.

Общая формула-Ме(ОН)х, где ч-валентность Ме и СтОк Ме.

Исключение: NH4OH(NH3∙H2O)

Классификация

Основания
Растворимые (щёлочи) Нерастворимые
NaOH, LiOH, KOH, RbOH, CrOH, FrOH, Ra(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2,Ca(OH)2 NH4OH(нашат. спирт) AgOH, Cu(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Au(OH)3
Основания
Сильные Слабые(нераств)
10, полностью распадаются на ионы NH4OH, не распадаются на ионы

Название оснований

А) Ме-гидроксид

Б) Гидроксид Ме

В) Традиционные названия

NH4OH-нашатырный спирт, а аммиачная вода

NaOH-едкий натрий

Ba(OH)2-едкий барий, баритовая вода

KOH-едкое кали

Ca(OH)2-гашеная известь, известняковая вода

Физичесские свойства

1. Твёрдые все

2. Кристаллические Исключение: NH4OH

3. Имеют окраску (некоторые)

Cu(OH)2-голубой, Ca(OH)2-белый, Ni(OH)2-зелёный, KOH-белый, Be(OH)2 и Cr(OH)2серо-зелёный, Fe(OH)3-бурый, NaOH-белый

4. Растворы щелочей мылкие на ощупь, разъедают бумагу, кожу, едкие.

Правила работы

Основания
Однокислотные Многокислотные Двухкислотные, трёхкислотные и тд
KOH, NaOH, NH4OH Mg(OH)2, Fe(OH)3

Оказывают разъедающее действие на растительные и живые ткани, бумагу, древесину, кожу человека.

Твёрдые щёлочи берут пинцетом или руками в резиновых перчатках. При попадании щёлочи на одежду её надо смыть H2O. При попадании на кожу это место надо смыть струёй воды и обработать раствором борной кислоты H3BO3.

Химические свойства

1. Действия на индикаторы

Лакмус-синий

Фенолфталеин-малиновый

Метилоранж-жёлтый

2. Диссоциация

Сильные диссоциируют необратимо и в одну ступень.

KOH→H+OH

Слабые-обратимо, ступенчато.

Mg(OH)2óMgOH+OH(I)

MgOHóMg+OH(II)

3. Реакция нейтрализации

Могут образовываться основные соли, если основание многокислотное и его избыток

Cu(OH)2+HCl→CuOHCl+H2O

Cu(OH)2+H→CuOH+H2O

Могут образовываться кислые соли, если кислота многоосновная кислота и его избыток

H3PO4+2KOH→K2HPO4+2H2O

H3PO4+2OH→HPO4+2H2O

4. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами

1) Ca(OH)2+CO2→CaCO3+H2O

2) Ca(OH)2+CO2→Ca(HCO3)2

3) Al2O3+NaOH+3H2O→Na[Al(OH)4] !!!

4) Al2O3+2NaOH→ t 2NaAlO2+H2O

5. Взаимодействие щелочей с растворами солей. Реакция возможно, если образуется осадок и газ.

NH4Cl+KOH→NH3↑+KCl+H2O

3NaOH+FeCl3→3NaCl+Fe(OH)3

6. Нерастворимые основания разлагаются при t.

Cu(OH)2→ t CuO+H2O

Mg(OH)2→MgO+H2O

7. Щёлочи взаимодействуют с Ме, которым соответствуют амфотерные оксиды и гидроксиды.

Исключения: Cr, Fe

Cr+NaOH≠

Fe+NaOH≠

N+2NaOH→ t Na2ZnO2+H2

2Al+2NaOH+2H2O→2NaAlO2+3H2

Zn+2NaOH+2H2O→Na2[Zn(OH)4]+H2

2Al+2NaOH+6H2O→2Na[Al(OH)4]+3H2

8. Отношение к не Ме. Очень хорошо: Si, Cl2

Si+2KOH+H2O→K2SiO3+2H2

2KOH+Cl2→KCl+KClO+H2O

Получение оснований

А) Щёлочи

-H2O+оксид10 →щёлочь10

Li2O+H2O→2LiOH

-Ме10+H2O→щёлочь

Ca+2H2O→Ca(OH)2+H2

-Реакция обмена

Na2SO4+Ba(OH)2→BaSO4↓+2NaOH

Б) Нерастворимые

-Реакция обмена

MgCl2+2KOH→2KCl+Mg(OH)2

Промышленный: KOH, NaOH, электролизация растворов солей.

KCl+H2O→KOH+H2↑+Cl2

NaCl+H2O→NaOH+H2↑+Cl2

Применение оснований

Ca(OH)2

А) Побелка деревьев

Б) Строительство

В) Нейтрализация кислых сточных вод

Г) Производство минеральных удобрений

NaOH

А) В щелочных аккумуляторах

Б) Производство мыла, бумаги

В) Очистка нефтепродуктов

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды-гидроксиды, образовывают соли как с кислотами , так и со щелочами.

Представители

Zn(OH)2   Al(OH)3  
Be(OH)2   Cr(OH)3  
Sr(OH)2   Mn(OH)3  
Pb(OH)2   Fe(OH)3  

Физические свойства

Твёрдые, нерастворимые в воде вещества

Cr(OH)3-зелёного цвета

Fe(OH)3-буро-коричневого

Остальное белого цвета

Химические свойства

1. С кислотами(сходство с основаниями)

a. Zn(OH)2+2HCl→ZnCl2+2H2O

b. 2Al(OH)3+3H2SO4→Al2(SO4)3+6H2O

2. Взаимодействие со щелочами( сходство с кислотами)

a. С твёрдой щёлочью

Al(OH)3+KOH→KAlO2+2H2O

Zn(OH)2+2KOH→K2ZnO2+2H2O

b. С раствором щёлочи

Al(OH)3+KOH→K[Al(OH)4]

Zn(OH)2+NaOH→Na2[Zn(OH)4]

3. Взаимодействие с кислотными оксидами

Zn(OH)2+SO3→ZnSO4+H2O

4. С основными оксидами

2Al(OH)3+K2O→2KAlO2+3H2O

5. Разложение при нагревании

Zn(Oho2→ZnO+H2O

2Al(OH)3→Al2O3+3H2O

6. Получение

-Реакция обмена

ZnSO4+2KOH→K2SO4+Zn(OH)2

AlCl3+3NaOH→Al(OH)3↓+3NaCl

Кислоты

Кислоты-сложные вещества, состоящие из атомов Н, способных замещаться на атомы Ме и кислотных остатков.

HmX, где Х-кислотный остаток, а m-его валентность.

Образование неМе, и Ме с высокой валентностью.

Классификация

По составу кислотного остатка

Кислоты
Бескислородные HCl, HBr, HI, H2S, HCN Кислородсодержащие HNO3, H2SO4, H3PO4

По числу атомов Н, способных замещаться атомами Ме

Кислоты
Одноосновные HNO3, HBr, HI, HCN Многоосновные H2S, H3PO4, H4P2O7
Кислоты
Органические В состав входят атомы С HCOOH-муравьиная CH3COOH-уксусная (COOH)2-щавелевая Неорганические HNO3 H2SO4 H3PO4 HBr HI HCN
Кислоты  
Сильные Слабые Средние
HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, HMnO4 HF, H2S, HNO2, H2CO3, H2SiO3, HCN H2SO3, H3PO4
         

Номенклатура

А) Бескислородные

Кислотообразующий элемент +”О”+ водородная кислота

По мере уменьшения СТОК элемента окончание изменяется в следующем порядке: +оватая, -истая, -оватистая

Б) Оксикислоты

Кислотообразующий элемент +ная →H2SO4

+вая →HMnO4

+истая →H2SO3

+новатистая →HClO

+новатая →HClO3

В) использование традиционного названия: -плавиковая →HF

-циановодородная →HCN

Физические свойства

-Кислоты бывают твёрдыми: H3PO4, H3BO3, HIO4

-Жидкими: H2SO4, HNO3

-Растворяются в H2O Исключения: H2SiO3

-Некоторые кислоты являются растворами газов в Н2О(HCl, H2S)

Химические свойства

1. Действия на индикаторы

Лакмус-красный

Метилоранж-красный

Фенолфтолеин-бесцветный

2. Диссоциация

А) Сильные одноосновные кислоты диссонируют необратимо

HNO3→H+NO3

HBr→H+BR

Б) Сильные многоосновные-ступенчато, по 1-й необратимо, по 2-й обратимо.

H2SO4→H+HSO4

HSO4óH+SO4

В) Слабые одноосновные кислоты диссоциируют обратимо

HFóH+F

Г) Слабые многоосновные кислоты диссоциируют обратимо и ступенчато(кислоты средней силы)

H2SO3óH+HCO3

HCO3óH+CO3

3. Реакция нейтрализации(смотри основания)

2HNO3+Ba(OH)2→Ba(NO3)2+2H2O

3H2SO4+2Fe(OH)3→Fe2(SO4)3+6H2O

H2S+2KOH→K2S+H20

4. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

CuO+2HCl→CuCl2+H2O

Al2O3+6NO3→2Al(NO3)3+3H2O

5. Взаимодействие с солями

Более сильные кислоты вытесняют более слабые.

Na2CO3+2HNO3→2NaNO3+H20+CO2

K2SO3+2HCl→2KCl+SO2+H2O

Вытеснение происходит из любых солей средних, кислых, основных.

(CuOH)2CO3+4HNO3→3H2O+CO2+2Cu(NO3)2

NaHS+HCl→NaCl+H2S

H2SO4 Вытесняет все кислоты из их солей, причём Cl и NO3 должны быть в сухом виде, а H2SO4-концентрированной.

2NaCl+H2SO4 ≠ реакция не идёт в растворе

2NaCl+H2SO4→Na2SO4+2HCl

Без нагрева или при уменьшении t образуется кислая соль.

NaCl+H2SO4→ t NaHSO4+HCl

Сильные кислоты могут быть вытеснены из солей меди, ртути, свинца и никеля слабой H2S, т.к. образуются нерастворимые соли: CuS, HgS, NiS, RbS

CuSO4+HCl≠

CuSO4+H2S→CuS+H2SO4

Сильная кислота может вытеснить сильную, если образуется осадок.

AgNO3+HCl→AgCl+HNO3

6. Взаимодействие с Ме

Все кислоты кроме H2SO4(конц) и HNO3 любой концентрации взаимодействуют с Ме до Н2, вытесняя Н2 из кислот.

Zn+2HCl→ZnCl2+H2

2Al+3H2SO4→Al2(SO4)3+3H2

H2SO4(конц) и HNO3 являются сильными окислителями и взаимодействуют со всеми Ме кроме Au и Pt при этом никогда не выделяется Н2. Выделяются продукты восстановления кислот.

H2SO4(конц)

А) С большими Ме выделяется газ SO2

Cu+2H2SO4(конц) →SO2+2H2O+CuSO4

Б) Активные Ме10, а также Mg и Zn в зависимости от условий могут выделятся H2S или S.

4Ca+5H2SO4→4CaSO4+H2S+H2O

HNO3(конц)

А) С большинством Ме выделяют NO2

Cu+4HNO3(конц) →2Cu(NO3)2+2NO2+2H2O

Б) С активными Ме10 выделяют NO2

Ba+10HNO3(конц) →Ba(NO3)2+2N2O+5H2O

HNO3(разб)

А) С большинством Ме выделяют NO

3Cu+8HNO3(разб) →3Cu(NO3)2+2NO+4H2O

Б) С активными Ме выделяется NH4NO3

Na+HNO3(разб) →2NaNO3+2NH4NO3+H2O

4Ba+10HNO3(разб) →4Ba(NO3)2+NH4NO3+3H2O

8Al+30HNO3(очень разб) →8Al(NO3)3+3NH4NO3+9H2O

7. Получение кислот

Промышленный способ

Из бескислородных. кислот

А)H2+неМе:

H2+S→H2S

H2+F2→2HF

H2+Cl2→2HCl

Б)оксикислот

Оксид неМе+H2O:

SO3+H2O→H2SO4

P2O5+3H2O→2H3PO4

4NO2+O2+2H2O→4HNO3

H2SO4 получают по схеме:

S→SO2→SO3→H2SO4

Лабораторный способ:

Соль+H2SO4→соль + кислота

NaCl+H2SO4(конц)→ t Na2SO4+HCl

NaCl+H2SO4(конц)→ NaHSO4+HCl

Применение

HF легко растворяет кремний SiO2, поэтому её хранят не в стеклянной посуде.

СОЛИ

Соли-сложные вещества, состоящие из атомов Ме и кислотных остатков.

Классификация

Соли
Средние KNO3, BaSO4 Кислые KHSO4, NaHSO3 Основные NaOHSO4 Двойные NaAl(SO4)2 Комплексные K[AL(OH)4] Смешанные KClSO4

Название

А) Средние

Me(B)-кислотный остаток

Al2(SO4)3-алюминий-сульфат

Б) Кислые

Ме(B)-(ди)гидро+кислотный остаток

KHCO3-калий-гидрокарбонат

В) Основные

Ме(B)-дигидроксо+кислотный остаток

Fe(OH)2Cl-железо дигидроксохлорид

Г) Двойные

Ме(B)-металл(B)+кислотный остаток

NaAl(SO4)2-натрий алюминий

Д) Смешанные

Ме-один кислотный остаток

Кальций-хлорид-гипохлорид

Е) Комплексные

Ме(B)-гидроксо+кислотный остаток

K[Al(OH)4]-калий-тетрогидроксо-цинкат

Физические свойства

-Все соли твёрдые вещества

-Имеют различную растворимость в Н2О

-Хорошо растворяются все соли Na, К и нитраты

-Ионная кристаллическая решётка

-Малорастворимые: CaSO4, Ag2SO4, PbCl2, PbJ2, CaS

-Нерастворимые:

Химические свойства

1) Диссоциация

А) Средних солей(необратимо и в одну ступень)

CuSO4→CuSO4

Средние соли-электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Ме и анионы кислотных остатков.

Б) Кислых солей (ступенчато, по l ступени необратимо, а по остальным обратимо)

KHCO3→K+HCO3

HCO3óH+CO3

NaH2PO42Na+H2PO4

H2PO4óH+HPO4

HPO4óH+PO3

Кислые соли-электролиты, при диссоциации которых кроме катионов Ме образуются ионы(Н)

В) Основных солей(по I ступени необратимо, а по остальным обратимо)

Fe(OH)2Cl→Fe(OH)2+Cl

Fe(OH)2óFeOH+OH

FeOHóFe+OH

Основные соли-электролиты, при диссоциации которых кроме анионов кислотных остатков образуются гидроксид ионы(ОН)

Г) Двойных солей(в одну ступень необратимо)

KAl(SO4)2→K+Al+2SO4

Двойные соли-электролиты, при диссоциации которых образуются катионы двух Ме и анионы одной кислоты.

Д) Смешанных солей(в одну ступень необратимо)

CaClOCl→Ca+Cl+OCl

Смешанные соли-электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Ме и анионы двух различных кислот.

Е) Комплексных солей(ступенчато, по I ступени необратимо, а по остальным обратимо)

K[Al(OH)4] →K+Al(OH)4

AL(OH)4óAl(OH)3+OH

Al(OH)3óAl(OH)2+OH

Al(OH)2óAlOH+OH

AlOHóAl+OH

Комплексные соли-электролиты, при диссоциации которых образуются сложные комплексные ионы.

2) Взаимодействие с кислотами

Средние соли под действием кислот превращаются в кислые.

K2S+H2S→2KHS

Основные соли под действием кислот превращаются в средние соли.

CuOHCl+HCl→CuCl2+H2O

Комплексные соли разлагаются кислотами.

K2[Zn(OH)4]+4HCl→2KCl+ZnCl2+4H2O

K2[Zn(OH)4]+2HCl→2KCl+Zn(OH)2+2H2O

Средние соли образованные амфотерными гидроксидами взаимодействуют с кислотами, как и комплексные.

KAlO2+4HCl→KCl+AlCl3+2H2O

KAlO2+HCl+H2O→KCl+Al(OH)3

3) Взаимодействие со щелочами

Реакция идёт если:

А) Соли и основания-растворимы.

Б) В результате реакции выпадает осадок, или выделяется газ.

FeCl3+3KOH→Fe(OH)3+3KCl

При недостатке щелочей могут образовываться основные соли.

AlCl3+KOH→AlOHCl2+KCl

Кислые соли под действием оснований превращаются в средние.

KHCO3+KOH→K2CO3+H2O

Если кислая соль и щёлочь содержат различные катионы - образуется две средние соли.

Ca(HCO3)2+2KOH→CaCO3+K2CO3+2H2O

4) Взаимодействие друг с другом

Реакция идёт если

А) Обе соли растворимы

Б) Выпадает осадок

ZnCl2+Na2S→ZnS+2NaCl

5) Взаимодействие растворов солей с Ме

Ме, стоящий левее в электростатическом ряду напряжения вытесняет из соли Ме, стоящий правее.

2AgNO3+Cu→Cu(NO3)2+2Ag

CuCl2+Zn→ZnCl2+Cu

FeCl2+Cu≠

6) Разложение солей

Не разлагаются: хлориды, фосфаты, сульфиды, сульфаты щелочных Ме и др.

Легко разлагаются все нитраты:

А) Нитраты 10 активных Ме разлагаются на нитрит и кислород

Ba(NO3)2→ t Ba(NO2)2+O2

Б) Нитраты Ме от Mg до Сu включительно разланаются с образованием оксида Ме, NO2 и O2.

2Mg(NO3)2→ t 2MgO+4NO2+O2

В) Нитраты, образованные Ме после Cu разлагаются с образованием Ме, NO2 и O2.

2AgNO3→ t 2Ag+2NO2+O2

Разлагаются карбонаты всех Ме кроме I A группы.

CaCO3→CaO+CO2

FeCO3→FeO+CO2

Li2CO3→Li2O+SO2-исключение

Разлагаются все гидрокарбонаты на Ме CO3, CO2 и H2O.

2NaHCO3→ t Na2CO3+CO2+H2O

Другие соли разлагаются.

2KMnO4→ t K2MnO4+MnO2+O2-марганцовка

KClO3→ t KCl+O2

(CuOH)2+CO3→ t CuO+H2O+CO2-малахит

Na[Al(OH)4]→ t NaAlO2+H2O

Некоторые соли разлагаются под действием света.

2AgBr→2Ag+Br2

AgJ→Ag+J2

Предмет изучения химии.

МАТЕРИЯ

Вещество- материальное образование, сост. из частиц, имеющих массу покоя. Уровни организации в-ва : элементарные частицы (протоны, нейтроны)-ядра атомов-атомы-ионы-молекулы-различные агрегаты. Поле- материальная среда, посредством которой осуществляется взаимодействие между частицами в-ва или отдельными телами. Виды: гравитационное, электрическое, магнитное, ядерной силы, свет и др.

Основное свойство материи - движение.

Формы движения материи:

1. Физическое

2. Биологическое

3. Геологическое

4. Химическое

Химическая форма движения возникает на уровне атомов.

3. Атом. Химический элемент.

Атом- электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Могут существовать:

А) в виде одиночных атомов (благородные газы)

Б) в виде простых в-в ( алмаз, графит, кремний)

В) в виде сложных веществ (Н2О)

Г) в виде ионов (Na+ , Cl- )

При химических реакциях атомы неделимы. Атом делится при ядерных реакциях.

Химический элемент- вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Известно 118 хим. элементов. Каждый элемент имеет символ-знак.

Знак хим. элемента показывает:

а) название Э

б) принадлежность к классу Ме или неМе

в) один атом Э

г) один моль

д) Ar

е) М

Знаки предложил Берцелиус в 1814г.

Условно химические элементы делятся на Ме и неМе. НеМе-22- 6 благор. Газов (VIII A), 5 галогенов (VII A) , 4 халькогена, 3 пниктогена, + Н, +Br, +С , +Si

Самым распространенным элементом:

В земной коре: O2, Si, Al. Fe

В космосе: Н2, Не

Молекула, ион

Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющей его хим. свойства. При химических реакциях молекулы разрушаются и превращаются в молекулы других веществ. Свойства молекул зависят от ее состава и строения.

Ион – частица, представляющая собой атом или группу атомов, которые потеряли или присоединили электрон.

Ионы бывают :

а) простые: Al, Се, S

б) сложные: OH, SO4, NH4

6. Химические и физические явления.

Химические явления –явления, при которых одни вещества превращаются в другие, но при этом ядра атомов остаются неизменными.

Физические явления – явления, при которых не образуются новые вещества или разрушаются ядра атомов.

Признаки химических реакций

1) Образование осадка

2) Выделение газа

3) Появление запаха

4) Выделение тепла

5) Выделение света

6) Изменение цвета

Простые и сложные вещества

Простые вещества – вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Состав их обозначают знаком или формулой(S, O2)

Могут быть молекулярного и немолекулярного строения (O2, P4, S8, Cl2; He, Al, Fe, C).Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом называют аллотропными модификациями. Имеют почти все химические элементы.

АЛЛОТРАПИЯ- явление существования аллотропных модификаций.

Аллотрапия обусловлена:

1) Различным числом атомов в молекуле(Р2О3)

2) Различным строением кристаллических решеток (алмаз, графит, карбин, филлурен)

Сложные вещества – состоят из нескольких химических элементов. Могут иметь молекулярное и немолекулярное строение (СО2, Н2О, ионное NaCl, Ca(OH)2, К2О; атомное SiO2, SiC- карборунд)

Признаками сложного вещества в отличие от смеси являются:

1) Однородность

2) Постоянство состава

3) Постоянство химических и физических свойств

4) Выделение или поглощение энергии при их образовании

5) Невозможность разделения на части физическими методами

Молярная масса

М-масса одного моля вещества.

М=m/n

Понятие о стехиометрии

Основные стехиметрические законы

1. Стехиометрия- раздел химии, в котором исследуется количественный состав химических соединений, а также количественные соотношения между реагирующими веществами в химических реакциях.

2. Закон сохранения массы веществ.

1) По Ломоносову 1747г.

«Масса веществ вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции». Этот закон связан с законом сохранения энергии. Доказал взаимосвязь массы и энергии Эйнштейн Е=mc2 E- энергия, m – масса, с- скорость света в вакууме с=3*108

Исходя из уравнения m=E/c2 , если изменить Е, будет меняться и m.

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии=>в ходе реакции должна меняться и масса, этого не происходит т.к. изменение массы крайне незначительно.

Современная формулировка закона сохранения массы и энергии :

В изолированной системе сумма масс (Е) веществ до химической реакции равна сумме масс(Е) после реакции.

При химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего. Они только перегруппировываются. Из атомов, входивших в состав исходных веществ получаются продукты реакции.

Значение ЗCM :

а)на его основе составляются уравнения химических реакций

б) на его основе производятся расчеты по уравнению химич р.

2) Закон постоянства состава

Был открыт Ж. Прустом в 1801г. « Всякое чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав». Однако позднее было установлено, что постоянный состав имеют только вещества с молекулярной структурой. Вещества немолекулярного строения часто имеют переменный состав зависящий от условий получения.

ВЕЩЕСТВА

Постоянного состава -имеют молекулярную структуру -дальтониды Непостоянного состава - имеют немолекулярную структуру -бертомиды

Закон Пруста распространяется на вещества молекулярного состава.

2) Закон газового состояния

Закон объемных отношений (Ж. Гей –Люссак) 1808г. Объемы газов, вступающих в реакцию, и объем газов, образуемых в результате реакции, относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

Закон Авогадро (1811)

« В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (t,p) находится одинаковое число молекул». Это объясняется тем, что объем газа зависит не от размера молекул, а от расстояния между ними. При одинаковых условиях эти расстояния у различных газов одинаковы.

Следствие из закона Авогадро

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем. Следовательно 1 моль любых газов (6,02*1023 ) при одинаковых условиях он должен занимать одинаковый объем (молярный объем Vm)

Молярный объем-отношение объема газа к его химическому количеству.

Отношение объёма газа к его количеству при н.ц. есть величина постоянная и равная н.ц. 22.4дм3 /моль

V=Vm*n

Отношение молярной массы одного газа к молярной массе другого газа называется относительной плотностью первого газа ко второму.

Молярная масса смеси газов равна сумме произведений М каждого газа на его объёмную долю.

М (смеси) не может быть больше молярной массы самого тяжёлого газа в смеси и меньше молярной массы самого лёгкого в смеси.

M (смеси газов)=Vm*p

Объединённый газовый закон

Закон введён на основе закона Бойля-Мариотта и закона Гей-Люссака.

Закон Бойля-Мариотта

При постоянной t объём данного газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится.

P1/V1=V2/P2

Закон Гей-Люссака-Шарля

При постоянном давлении V данного газа прямо пропорционален t.

V1/V2=T1/T2

Объединённый газовый закон

Отношение произведения давления газа на его объём к температуре есть величина постоянная.

PV/t=const P1V1/T1=P2V2/T2

Уравнение Менделеева-Клапейрона

PV=nRT

R=8.31Дж/моль*К

PV=RTm/M

Строение атома

Строение ядер атомов

Строение ядер атомов

Состав ядра

Наши рекомендации

Атом
Ядро(+) Э