План лекц.. Строение вещества. I. Строение атома

• Название: Строение вещества. I. Строение атома
• Анкор: План лекц..doc
• Дата: 11.01.2018
• Размер: 14.08 Mb.
• Имя файла: План лекц..doc
• Тип: Документы; #13867
• страница: 10 из 17

По результату взаимодействия с водой оксиды разделяют на две группы: одни, контактируя с водой, образуют растворимые в воде гидроксиды основного или кислотного характера. Это оксиды щелочных, щелочно–земельных металлов и неметалов: бора, углерода, азота, фосфора, серы, галогенов (кроме иода). Вторую группу составляют оксиды, которым соответствуют нерастворимые в воде гидроксиды:основные (оксиды магния, никеля(II), кадмия) или амфотерные (оксиды бериллия, алюминия, d – металлов в низших степенях окисления и редкоземельных f - элементов).

В то же время все солеобразующиекислотные оксиды, независимо от их отношения к воде, реагируют со щелочами, а все основные – с кислотами. Так, нерастворимые в воде MgO (основный) и SiO₂ (кислотный) хорошо взаимодействуют соответственно с кислотами и щелочами. Aмфотерные же оксиды, как правило, устойчивы не только по отношению к воде, но и к щелочам. Их двойственная природа проявляется в свойствах соответствующих гидроксидов.

Несолеобразующие оксидыне взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями и не образуют с водой гидратных форм, т.е. кислот или оснований, и соответственно этому - солей. К таким оксидам относят CO,SiO, N₂O, NO, SO,ClO,ClO₂, ClO₃, МпО₂и др.

__________________________________________________________________________________________________________________________________

^*Существует несколько шкал ОЭО с разными методами расчета электроотрицательности и потому – с различающимися значениями ОЭО для одного и того же химического элемента, что делает приблизительной (ориентировочной) оценку связи его кислотно-основных свойств со значением ОЭО.
2.2. Гидроксиды

Гидроксидаминазывают соединения, которые можно представить общей формулой Э(OH)_п (в виде основной формы гидроксида), где Э — любой химический элемент, ОН^–– одновалентный гидроксид–анион, п – число гидроксидных групп, равное степени окисления данного элемента.

Гидроксиды обычно рассматривают как продукты взаимодействия оксидов с водой — независимо от того, наблюдается это взаимодействие в действительности или гидроксид может быть получен только косвенным путем. Так, основные оксиды активных металлов, взаимодействуя с водой, дают основныегидроксиды (основания), а оксиды неметаллов(кислотные оксиды) – кислотные гидроксиды, т. е. кислородосодержащие кислоты (оксокислоты). Например, K₂O + H₂O =2KOH; SO₃+ H₂O = H₂SO₄—или, если представить H₂SO₄ в основной форме гидроксида — SO₂(OН)₂ .

С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, способные присоединять ион водорода. В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают однокислотные (LiOH, NaOH, NH₄OH), двухкислотные (Ca(OH)₂, Fe(OH)₂), трехкислотные (Al(OH)₃) основания. Таким образом, кислотность основания определяетсячислом ОН^- - групп в молекуле основания.

Большинство оснований – твердые, нерастворимые в воде вещества (например, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂).

Растворимые в воде основания, соответствующие основным оксидам металлов IA- и IIA- подгрупп ПС, называют щелочами (например, KOH, Ca(OH)₂).

Среди гидроксидов выделяют амфотерные гидроксиды, отвечающие амфотерным оксидам. Они способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии и с кислотами, и с основаниями (щелочами).

С кислотами они взаимодействуют как основания:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O.

Со щелочами они реагируют как кислоты:

Zn(OH)₂ + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄].

К амфотерным гидроксидам относятся, например, Be(OH)₂, Al(OH)₃, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Cr(OH)₃, которые соответствуют их амфотерным оксидам: BeO,Al₂O₃,SnO, PbO,Cr₂O₃.

Всеамфотерные гидроксиды — нерастворимы в воде, поэтому их получают косвенным путем, обычно при взаимодействии солей соответствующих металлов со щелочами, обычно NaOH или КOH.

Например, амфотерный гидроксид Zn(OH)₂ можно получить в реакции: ZnSO₄ + 2 NaOH = Zn(OH)₂↓+ 2H₂O.
2.3. Кислоты

Кислоты – это сложные химические соединения, которые, подвергаясь электролитической диссоциации при растворении в воде, образуют раствор, содержащий избыток ионов водорода Н⁺ или ионов гидроксония Н₃О⁺.

Например, HCl + H₂O ↔ H₃O⁺ + Cl^– = Н⁺. Н₂О + Сl^-,

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^–; HSO₄^– ↔ H⁺ + SO₄ ^2-

Различают одноосновные (НNO₃ ,HСlи др.) и многоосновные (двух-, трех- и т. д. -основные) кислоты (H₂SO₄,H₃PO₄, H₄SiO₄ , H₄Р₂О₇, Н₆ТеО₆ ). Основность кислоты определяется количеством атомов (ионов) водорода в молекулярной формуле кислоты.

Двух- или более основные кислоты подвергаются ступенчатой диссоциации, например: H₂SO₄  H⁺+ HSO₄^- (I) ; HSO₄ ^- H⁺+ SO₄ ^2- (II) --ступенчатая диссоциация соответственно по первой и второй ступеням. Суммарное уравнение (полной диссоциации) записывают в виде:

H₂SO₄  2H⁺ + SO₄^2- .

Различаютсильные и слабые кислоты. Сила кислотыопределяется степенью и константой ее электролитической диссоциации на ионы в водных растворах. Так, например, степень диссоциации 0,1Н растворов сильных кислот (Н₂SO₄, HNO₃,HCl) составляет соответственно 58 %, 92 %, 91 %, у слабых кислот (CH₃COOH, H₃BO₃,H₂S) – соответственно 1,3 %, 0,01 %, 0,07 %.

Значения констант электролитической диссоциации равны для указанных кислот: Н₂SO₄ — 1.10³ (I) и 1,2.10^-2 (II); HNO₃ — 4,36.10; HCl — 1.10⁷; CH₃COOH — 1,79.10^-5; H₃BO₃ -— 5,8.10^-10 (I), 1,8.10-13 (II) и 1,6.10^-14 (III); H₂S – 6.10^-8 (I) и 1.10^-14 (II).

Кислоты подразделяют также на кислородсодержащие — оксокислоты(HNO₃, H₂Cr₂O₇и др. — это кислотные гидроксиды) и бескислородные (HCl, H₂S, H₂Se и др. — как правило, это растворы соответствующих газов в воде).

Все характерные свойства кислот (кислый вкус, возможность взаимодействия с другими веществами) обусловлены присутствием ионов водорода Н⁺или гидроксония Н₃О⁺ (Н⁺ + Н₂О).

Кислоты являются химически очень активными веществами. Они растворяют металлы, взаимодействуют с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей.

Например, Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ 2HCl
2.4. Соли

Соли являются продуктами полного или частичного замещения атомов (катионов) водорода в кислотах на другие катионы (металлов, аммония, более сложных комплексных) или продуктами замещения гидроксидных групп оснований на кислотные остатки. Например, при замене Н+в кислоте НСl на Na+ образуется соль NaCl, основание Ca(OH)₂при замене двух групп OH^– на кислотный остаток SO₄^2- становится солью CaSO₄.

Соли подразделяют на средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли – это продукты полного замещения водорода кислоты металлом (или аммонием) либо гидроксо–анионов основания - кислотным остатком.

Например, Nа₂SO₄– cульфат натрия,Al₂(SO₄)₃– сульфат алюминия, Na₃PO₄– ортофосфат натрия.

Кислые соли (гидросоли) – это продукты неполного замещения водорода кислоты металлом (или аммонием).

Например, в реакции нейтрализации при недостатке основания NaOH образуется кислая соль. В названии соли добавляют "гидро", если в молекуле соли присутствует один атом водорода, и "дигидро", если атомов водорода два:

2NaOH +H₃PO₄ = 2H₂O + Na₂HPO₄ (гидрофосфат натрия);

NaOH + H₃PO₄ = H₂O + NaH₂PО₄(дигидрофосфат натрия).

При полном замещении атомов водорода атомами металла образуется нормальная (средняя) соль:

3NaOH + H₃PO₄ = 3H₂O + Na₃PO₄ (ортофосфат натрия).

Основные соли (гидроксосоли) – это продукты неполного замещения гидроксид–ионов ОН^– оснований кислотным остатком. В название соли добавляют слово «гидроксо», например:

Cu(OH)₂ + HCl = H₂O + Cu(OH)Cl(гидроксохлорид меди).

При полном замещении гидроксидных групп ОН^- оснований кислотными остатками образуется средняя (нормальная) соль:

Cu (OH)₂ + 2HCl = 2H₂O + CuCl₂(хлорид меди).

Таким образом, в средние (нормальные) соли можно превращать как кислые – при добавлении щелочи, так и основные – при добавлении кислоты.
2.5. Комплексные (координационные) соединения




2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии
Примеры супер- и супрамолекул








2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:

1. Определить степень окисления (с.о.) каждого элемента в соединеии, т.к. с.о. соответствует числу валентных химических связей этого элемента с другими. Одна валентная химическая связь – одначерта в графической формуле – валентный штрих, единица валентности.

Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента, связанного в молекуле с другими атомами ковалентной или водородной связью. С.о. означает число валентных электронов, принятых или отданных атомом элемента при образовании химической связи с другим атомом в соединении.

При определении степени окисления элемента в химическом соединении необходимо помнить основное правило: сумма степеней окисления всех атомов или ионов, входящих в состав соединения, равна нулю.

Например, степень окисления хлорного железа,c.о.(FeCl₃)=+3+3(-1)=0.