Генетическая связь между классами неорганических соединений

Кислотный оксид

Основной оксид

Взаимодействует с

(+1, +2) (+5, +6, +7)

Ме⁺ⁿO^-2 HeMeO^-2 (Me⁺ⁿO^-2)

2. Кислотными 2. Основными

оксидами оксидами

		! 1.

! 1.

3. Водой, если 3. Водой,

Ме активный Основа- кроме

Кисло- I– IA, IA гр. ниями SiO₂

тами (кроме Ве, Mg)

Соль

Основание

Кислота

Ме⁺ⁿ(OH)_n^-1 HR

Раствор. солями MeR Ме до Н (разб.

если образуется (↓) НСl, H₂SO₄)

3. 3.

Кислот.2. 4. Нерасвор. Осн. 2. 4. Солями

оксидами осн-я ( ^t ) оксидами слабых и

летучих

Кислотами !1. 5. Амфот. ! 1. кислот

осн-я Осн-ми

Кислотами

Основаниями

Осн-ми (см. Т.Р.)

2.

Ме (см. ряд 1. 3. Кислотами

напряжений)

4.

Солями, с обр. (↓)

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ:

«КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ»

Задача №1

а) напишите молекулярные и ионные уравнения, протекающие между H₂SO₄ и веществами: 1) NaOH, 2) Fe, 3) CuO, 4) SO₂, 5) NaCl;

б) составьте уравнения реакций, протекающих в цепи превращений:

Fe → FeO → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeO → Fe;

в) составьте уравнения всех реакций, протекающих между веществами H₃PO₄ и NaOH;

г) назовите перечисленные ниже соединения и определите класс – Ca(HCO₃)₂, FeСl₃, CuOHCl, H₃BO₃, Cu₂O, K₂CrO₄, H₂F₂, P₂O₅.

Решение:

а) Выберем вещества, с которыми взаимодействуют кислоты, помня:

Ме до Н

( НСl, разб. H₂SO₄)

3.

Осн. 2. 4. Солями

оксидами слабых и

летучих

! 1. кислот

Осн-ми

Отсюда следует, что H₂SO₄ взаимодействует: с NaOH, Fe, CuO.

· Составляем молекулярное уравнение реакции:

H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O.

· Составляем ионное уравнение реакции, зная п. 5 данной темы:

а) полное ионное уравнение

2 H⁺ + SO₄^2- + 2 Na⁺ + 2 OH^‾ → 2 Na⁺ + SO₄^2- + 2 H₂O;

сокращаем в полном ионном уравнении частицы

2 H⁺ + SO₄^2- + 2 Na⁺ + 2 OH^‾ → 2 Na⁺ + SO₄^2- + 2 H₂O;

б) и получаем краткое ионное уравнение

2 H⁺ + 2 OH^‾ → 2 H₂O.

· H₂SO₄ + Fe → FeSO₄ + H₂

а) 2H⁺+SO₄^2-+Fe→Fe²⁺+SO₄^2-+H₂

б) 2H⁺+Fe→Fe²⁺+H₂

· H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O

а) 2H⁺+SO₄^2-+СuO→Cu²⁺+SO₄^2-+H₂O

б) 2H⁺+CuO→Cu²⁺+H₂O

б) ● Fe + O₂ ^t˚ 2 FeO;

· FeO +H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O;

· FeSO₄ + 2 NaOH → Fe(OH)₂ + Na₂SO₄;

· Fe(OH)₂ ^t˚ FeO + H₂O;

· FeO + C ^t˚ Fe + CO.

в) Реакция взаимодействия кислоты (H₃PO₄) с основанием (NaOH) может протекать в разных количественных соотношениях:

· H₃PO₄ + 3NaOH Na₃PO₄ + 3 H₂O; полная нейтрализация

ортофосфат натрия

· H₃PO₄ + 2NaOH Na₂HPO₄ + 2 H₂O;

гидроортофосфат натрия неполная нейтрализация

· H₃PO₄ + NaOH NaH₂PO₄ + H₂O.

дигидроортофосфат натрия

Это реакции нейтрализации, т.к. в результате образуются соли и вода (H/OH). При полной нейтрализации (1:3) образуется нормальная соль.

При неполной нейтрализации (1:2) и (1:1) образуются кислые соли.

г) Сa(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция (кислая соль).

FeCl₃ – хлорид железа (III) нормальная соль

CuOHCl – гидроксохлорид меди (II) (основная соль)

H₃BO₃ – борная кислота (кислота)

Cu₂O – оксид меди (I) (основной оксид)

K₂CrO₄ – хромат калия (соль нормальная)

H₂F₂ – димер плавиковой кислоты (кислота)

P₂O₅ –оксид фосфора (V)(кислотный оксид)

ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

Современное состояние:

1924 г. Луи де Броиль – двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм).

электрон – частица (m, υ, q)

электрон – волна (дифракция)

1927 г. В. Гейзенберг – принцип неопределенности (положение (е) вокруг ядра определить невозможно) при вращении (е) образуется атомная орбиталь (А:О) (электронное облако) – область пространства вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона более 95 %.

А.О. в виде шара называется s-орбиталь

А.О. в виде гантели называется p-орбиталь

А.О. в виде четырехлистника называется d-орбиталь

А.О. более сложной формы называется f-орбиталь

Таблица 3 – Квантовые числа, характеризующие состояние электрона в атоме

Max (е) на Э.У.	Главное кв. Число n =1,2,3,4,5,6,7,... ∞ (Э.У.) – запас энергии	Орбитальное кв. Число l = 0 до (n-1) ; форма орбитали, подуровень	Магнитное кв. Число m = - l, 0 + l положение орбитали в магнитных осях атома, число А.О.	Спиновое кв.ч. s = + ½ вращение А.О. вокруг своей оси
2n2	n =1 (2e) 1s2   n = 2 (8 e ) 2s22p6     n = 3 (18 e ) 3s23p63d10     n = 4 (32 e ) 4s24p64d104f14	l = O (S) ∙     l = O (S) l = 1 (P)     l = O (S) l = 1 (P)   l = 2 (d)   l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = 3 (f) более сл.форма	m = 0 (1 А.О.) S ٱ   m = -1, 0, +1 (3 А.О.) p     m = -2, -1, 0, +1, +2 d     m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 f	↑ (+1/2) ↓ (-1/2)
Выводы: Электроны в атоме закреплены за Э.У., которые в зависимости от формы А.О. расщепляются на подуровни, состоящие из А.О.

Электронная структура многоэлектронных атомов:

1. Принцип минимальной энергии: Электроны в атоме заполняют тот подуровень, где меньше запас энергии.

2. Правило Клечковского: Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n+l), а при равной сумме в порядке уменьшения числа nи увеличения числа l. Реальная электронная схема: 1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<4s2<5d1<4f14<5d9<6p6<7s2<6d1<5f14<6d9<7p6 Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов (медь, серебро, золото, хром, молибден, ниобий, рутений, родий, палладий, платина)

3. Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Следствие: В любой атомной орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами ↑↓

4. Правило Гунда: Электроны в пределах подуровня занимают максимальное число атомных орбиталей, но так чтобы их суммарный спин был максимальный. P3 ↑ ↑ ↑ 1/2 1/2 1/2 Σ=1,5

5. Все химические элементы делят на семейства: s, p, d, f, в зависимости, какой подуровень заполняется в атоме последним.

6. Валентные электроны – это электроны, участвующие в образовании химических связей. Валентные электроны расположены: у s – элементов в s орбиталях последнего Э.У. – ns у p – элементов в s и p орбиталях последнего Э.У. np ns у d – элементов в d орбиталях предпоследнего и s последнего Э.У. ns (n-1)d

7. Возбуждение атома возможно при условиях: а) наличие в атоме спаренных электронов, б) наличие свободных А.О., в) при возбуждении электроны распариваются – переходят с одного подуровня на другой только в пределах последнего Э.У.

8. Химические элементы Металлы Неметаллы 80 % 20 % s,p,d,f s,p     1.R ат. > 1. R ат. 1. R ат. < 2. Мало (е)-1,2,3 2. Число (е) на 2. Много (е)-4,5,6,7 посл. Э.У. 3. К отдаче (е) 3. Выражена 3. К принятию (е) тенденция   Ме0-n(e)→Ме+n неМе0+n(e)→неМе-n вос-ль окисление ок-ль восстановление

9. Степень окисления – условный заряд атома, вычисленный из предположения, что атом отдает либо принимает электроны. Ме проявляют только положительные степени окисления (С.О.). Высшая (С.О.) равна № группы. Исключения: IВ-(Cu,Ag,Au), VIIIB-(Fe,Co,Ni).

10. НеМе проявляют, как отрицательные (низшие (С.О.))=№ группы – 8, так и положительные (С.О.)=№ группы. Исключения: VIA(O), VIIA(F).

11. Генетическая связь между классами неорганических веществ I. Ме→Ме(+1,+2)+nО-2→Ме+n(ОН)-1n Металл→основной оксид→основание II. неМе→неМеО-2(Ме+5,+6,+7О-2)→HR Неметалл→кислотный оксид → кислота

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «СТРОЕНИЕ АТОМА»

Проанализируйте с точки зрения строения атома элемент с порядковым № 12.

Алгоритм

1) Найдем положение химического элемента в П.С. Д.И. Менделеева и составим электронную формулу, воспользовавшись реальной электронной схемой (см. п.2) и сделаем вывод: указываем семейство и тип элемента. (см. п.5 и п.8)

2) Графически изобразим валентные электроны в нормальном и возбужденном состояниях (см. п.6 и п.7)

3) Укажем окислительно-восстановительные свойства атома, помня, что это металл (см. п.8)

	Mg0 - 2 → Mg+2 (ок-с) вос-ль

4) Исходя из числа неспаренных электронов в нормальном и возбужден-ном состояниях, укажем устойчивые С.О. (см. п.9 или п.10)

	О, + 2

5) Приведем примеры соединений в устойчивых степенях окисления (простое вещество, оксиды и гидроксиды см. п.11)

Mg0, Mg+2O

6) Укажем характер оксидов и гидроксидов (см.п.11)

	MgO → Mg (OH)2 основной основание оксид