Химия для иностранцев 2013. Учебное пособие для иностранных учащихся подготовительного отделения Харьков
 Скачать 1.45 Mb.
|
|
Контрольные вопросы и задания 1. Какие соединения называют кислотами 2. Составьте графические формулы следующих кислот HCl, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 3. Определите степени окисления всех элементов в формулах кислот, приведенных в таблице. 4. Что называется кислотным остатком 5. Чем определяется заряд кислотного остатка 46 6.4. Соли. Состав, классификация, составление формул и номенклатура солей Соль – это продукт замещения водорода кислоты металлом или гидроксильной группы основания кислотным остатком. Например H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + кислота металл соль NaOH + HCl = NaCl + основание кислота соль Соли бывают средние, кислые, основные, двойные, комплексные. Средняя соль – это продукт полного замещения водорода кислоты металлом или гидроксильных групп основания кислотным остатком. Например 2Na + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 ↑; Ca(OH) 2 + 2HNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + 2H 2 O. Na 2 SO 4 и Ca(NO 3 ) 2 – средние соли. Кислая соль – продукт неполного замещения водорода многоосновной кислоты металлом. Например 2Na + 2H 2 SO 4 = Н + H 2 ↑. Н – кислая соль. Основная соль – продукт неполного замещения гидроксильных групп много- кислотного основания кислотными остатками. Например Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl + H 2 O. MgOHCl – основная соль. Если атомы водорода в кислоте замещаются атомами разных металлов или гид- роксогруппы оснований замещаются различными кислотными остатками, то образуются двойные соли KAl(SO 4 ) 2 , Ca(OCl)Cl. Комплексные соли – это соли, в состав которых входят комплексные ионы K 4 [Fe(CN) 6 ]. Если считать, что соль состоит из остатка основания и кислотного остатка, то для составления формулы соли необходимо помнить правило y n x m B A : m·x = n·y (смотрите 2.4.). Например ( ) y 3 4 x 2 PO Ba − + Ba 2+ – остаток основания, − 3 4 PO – кислотный остаток. х = уху. Формула соли Ba 3 (PO 4 ) 2 ( ) y 1 4 2 x 2 PO H Ca − + 2x = 1y; x = 1; y = 2. Формула соли Ca(H 2 PO 4 ) 2 ( ) 1 y x 1 Cl MgOH − + MgOH + – остаток основания, Cl – – кислотный остаток. Формула соли MgOHCl. Названия солей состоят из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия остатка основания в родительном падеже. Например NaCl – хлорид натрия K 2 SO 3 – сульфит калия Al 2 (SO 4 ) 3 – сульфат алюминия CaHPO 4 – гидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4 ) 2 – дигидрофосфат кальция MgOHCl – хлорид гидроксомагния; FeCl 2 – хлорид железа (II); FeCl 3 – хлорид железа (III). Контрольные вопросы и задания 1. Укажите средние соли, кислые соли и основные соли CuOHCl, MgSO 4 , 48 NaHCO 3 , (MgOH) 2 SO 4 , K 3 PO 4 2. Напишите названия солей MgCl 2 , Cu(NO 3 ) 2 , FeSO 4 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , KHCO 3 , FeOHCl, BaCO 3 3. Напишите формулы следующих солей а) дигидрофосфата магния б) сульфида натрия в) хлорида гидроксоалюминия; г) хлорида меди (I). 6.5. Свойства и получение оксидов Оксиды солеобразующие CO 2 , CaO, MgO несолеобразующие NO, N 2 O, основные, CaO, кислотные, CO 2 , амфотерные, ZnO, MnO 2 Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые при химических реакциях образуют соли. CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + оксид основание соль Оксиды, которые не образуют солей, называют несолеобразующими. Солеобразующие оксиды делят на основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды – это оксиды металлов Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (щелочные металлы (щелочноземельные металлы, а также других металлов в их низших степенях окисления. Например MnO, Mn 2 O 3 , Cu 2 O. Химические свойства 1) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя растворимые вводе основания (щёлочи): Na 2 O + H 2 O = 2NaOH CaO + H 2 O = Основные оксиды других металлов с водой не взаимодействуют. 2) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами CaO + 2HCl = CaCl 2 + оксид кислота соль Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов, а также металлов в высших степенях окисления SO 2 , SO 3 , CO 2 , CrO 3 , Mn 2 O 7 1) Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой SO 2 + H 2 O = оксид кислота) Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями P 2 O 5 + 3Ca(OH) 2 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + оксид основание соль 3) Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами MgO + SO 2 = основный оксид кислотный оксид соль Амфотерные оксиды одновременно проявляют свойства кислотных оксидов взаимодействуют с основаниями и основными оксидами) и основных оксидов (взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + оксид кислота соль ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + оксид основание соль Оксиды получают 1) При взаимодействии простых или сложных веществ с кислородом 2Mg + O 2 = 2MgO S + O 2 = SO 2 CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 2) При разложении веществ Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O 2H 3 PO 4 = 3H 2 O + P 2 O 5 CaCO 3 = CaO + Контрольные вопросы и задания 1. Какие вещества называют оксидами 2. Какие вызнаете оксиды 3. Какие из следующих соединений будут реагировать с оксидом серы (VI): P 2 O 5 , CaO, HNO 3 , Ba(OH) 2 , MgO, H 2 O, SO 2 . Напишите уравнения возможных реакций. 4. Составьте уравнения химических реакций между а) оксидом кальция и оксидом фосфора (V); б) оксидом железа (III) и оксидом серы (VI); в) серной кислотой и оксидом цинка. 5. Допишите уравнения реакций Al(OH) 3 ⎯→ ⎯ 0 t 51 H 2 SiO 3 ⎯→ ⎯ 0 t FeS + O 2 ⎯→ ⎯ S + O 2 ⎯→ ⎯ 6.6. Свойства и получение оснований Основания Щелочи (растворимые вводе основания, NaOH, Ca(OH) 2 Нерастворимые Ni(OH) 2 , Pb(OH) 2 Амфотерные Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Химические свойства. Основания взаимодействуют 1) с кислотными оксидами 2 KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + основание кислотный оксид соль KOH + CO 2 = основание кислотный оксид соль 2) с кислотами (реакция нейтрализации 52 NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + основание кислота соль Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + основание кислота соль 3) с солями Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KOH основание соль соль основание 4) При нагревании основания (кроме NaOH, KOH) разлагаются Ca(OH) 2 ⎯→ ⎯t CaO + основание основный оксид Амфотерные основания – это основания, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + амфотерное основание кислота соль Al(OH) 3 + NaOH = амфотерное основание основание соль Получение оснований 1) Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных) с водой 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 53 Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 2) Взаимодействие оксидов активных металлов с водой BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 Na 2 O + H 2 O = 2NaOH 3) Нерастворимые вводе основания получают при взаимодействии щелочей с растворами солей 2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2 + Контрольные вопросы и задания 1. Какие вещества называют основаниями (гидроксидами 2. Какие основания являются щелочами 3. Напишите уравнения реакций между следующими соединениями а) гидроксидом калия и азотной кислотой б) гидроксидом калия и хлоридом железа (ІІІ); в) гидроксидом натрия и оксидом кремния (IV); г) гидроксидом калия и сульфатом цинка. 4. Напишите уравнения следующих превращений а) Ca → Ca(OH) 2 ; б) FeSO 4 → Fe(OH) 2 ; в) Fe(OH) 3 → FeCl 3 6.7. Свойства и получение кислот Кислоты взаимодействуют 1) с основаниями H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O 54 кислота основание соль H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + кислота основание соль 55 H 2 SO 4 + 2Ni(OH) 2 = (NiOH) 2 SO 4 + 2H 2 O кислота основание соль 2) с основными оксидами 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O кислота основный оксид соль 3) с металлами H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + кислота металл соль водород Металлы, которые в ряду электрохимических потенциалов металлов (см. ниже) расположены слева от водорода, взаимодействуют с кислотами (кроме кислот- окислителей HNO 3 и конц. H 2 SO 4 ) с выделением водорода. Металлы,которые расположены справа от водорода никогда не вытесняют его из растворов кислот. Ряд электрохимических потенциалов металлов Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au. 4) с солями H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2HCl кислота соль соль кислота Получение кислот Кислоты можно получить при взаимодействии 1) кислотных оксидов с водой SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 56 кислотный оксид кислота) при растворении вводе продуктов соединения неметаллов с водородом H 2 + Cl 2 → 2HCl раствор HCl вводе хлороводородная кислота раствор H 2 S вводе сероводородная кислота) при действии насоли других (более сильных) кислот Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + соль кислота соль кислота FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S соль кислота соль кислота Контрольные вопросы и задания 1. Напишите формулы оксидов, которые соответствуют кислотам H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , HMnO 4 , H 2 CO 3 2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно получить а) серную кислоту б) угольную кислоту в) кремниевую кислоту. 3. Какие металлы могут взаимодействовать с хлороводородной кислотой K, Hg, Al, Cu, Ag? Напишите уравнения реакций. 4. Напишите уравнения следующих превращений a) P → H 3 PO 4 ; б) S → H 2 SO 4 5. Напишите уравнения реакций между веществами а) серная кислота и хлорид алюминия б) гидроксид натрия и азотная кислота в) серная кислота и оксид железа (ІІ). 57 6.8. Свойства и получение солей Соли взаимодействуют 1) со щелочами MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2 + 2NaCl соль основание основание соль (средняя) MgCl 2 + NaOH = Mg(OH)Cl + NaCl соль основание соль (основная) соль средняя) 2) с кислотами Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + соль кислота соль кислота Na 2 S + H 2 S = 2NaHS соль кислота соль кислая) с солями CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl соль соль соль соль 4) с металлами CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu соль металл соль металл 58 Каждый металл может вытеснить из растворов солей все металлы, стоящие в ряду электрохимических потенциалов металлов после него, и не может вытеснить металлы, стоящие передним реакция не идет. 5) При нагревании некоторые соли разлагаются CaCO 3 ⎯→ ⎯t CaO + Получение солей. Соли получают при взаимодействии 1) металла с неметаллом Fe + S → FeS; 2) металла с кислотой Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ; 3) металла с солью Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu; 4) основного оксида с кислотой CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O; 5) основного оксида с кислотным оксидом MgO + SiO 2 → MgSiO 3 ; 6) основания с кислотой 2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O; KOH + H 2 SO 4 → KHSO 4 + H 2 O; Cu(OH) 2 + HCl → CuOHCl + H 2 O; 7) основания с кислотным оксидом NaOH + CO 2 →NaHCO 3 ; 2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O; 8) щёлочи с солью 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 + 2NaCl; 9) кислоты с солью H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl; 10) при взаимодействии солей между собой Ba(NO 3 ) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 + 2NaNO 3 59 Контрольные вопросы и задания 1. Напишите уравнения реакций между веществами а) алюминий и серная кислота б) хлорид натрия и нитрат серебра в) серная кислота и гидроксид натрия. 2. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения а) Cu → CuO → CuSO 4 → Cu(OH) 2 → CuCl 2 → Cu; б) P → P 2 O 5 →H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 ; в) Mg → MgO →Mg(OH) 2 → MgCl 2 → Mg(NO 3 ) 2 ; г) S → SO 2 → SO 3 → H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 → BaSO 4 7. Химические реакции и закономерности их протекания 7.1. Классификация химических реакций Химические реакции классифицируют по различным признакам. 1. По количеству и составу исходных веществ и продуктов реакции различают - реакции присоединения, при которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество 2Mg + O 2 → 2MgO; NH 3 + HCl → NH 4 Cl; - реакции разложения, при которых из одного вещества образуется несколько новых 2HgO ⎯→ ⎯t 2Hg + O 2 ; Cu(OH) 2 ⎯→ ⎯t CuO + H 2 O; - реакции замещения, при которых простое вещество замещает составную чать сложного вещества ив результате образуется новое простое и новое сложное вещество- реакции обмена, при которых молекулы сложных веществ обмениваются составными частями Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O; CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O; 2. По тепловым эффектам различают реакции - экзотермические – это реакции, которые сопровождаются выделением тепла H 2 + Cl 2 → 2HCl; ΔH = -184.6 кДж - эндотермические – реакции, которые сопровождаются поглощением тепла N 2 + O 2 → 2NO; ΔH = 180.8 кДж 3. По степени окисления различают - окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при протекании которых изменяются степени окисления отдельных элементов 0 2 1 2 3 5 O 3 Cl 2K O Cl 2K + = − − + - неокислительно-восстановительные реакции протекают без изменения степеней окисления 2 1 2 1 1 1 1 1 2 1 O H Cl Na Cl H H O Na − + − + − + + − + + = + 4. По обратимости различают - обратимые реакции – это реакции, которые при одних и тех же условиях одновременно протекают в двух противоположных направлениях ( → прямая реакция, ← обратная реакция, обратимая реакция N 2 + 3H 2 2NH 3 ; - необратимые реакции – это реакции, при протекании которых один из продуктов реакции выделяется в виде осадка, газа или воды 61 AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ↑; NaOH + HCl = NaCl + H 2 O. Контрольные вопросы и задания 1. Какие Вызнаете типы химических реакций 2. Приведите пример реакции а) соединения б) замещения в) разложения г) обмена. 3. Закончите уравнения следующих реакций и определите, к какому типу относится каждая из них а) CuSO 4 + Fe → б) Na 2 O + P 2 O 5 → в) Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 → где. Окислительно-восстановительные реакции Реакции, которые происходят с изменением степени окисления атомов, которые входят в состав реагирующих веществ, называются окислительно- восстановительными Например, в реакции 0 4 2 0 4 медь и железо изменяют свои степени окисления степень окисления меди понижается от +2 до 0, степень окисления железа повышается от 0 до +2. Ион меди (II) присоединяет два электрона – восстанавливается 0 2 Cu 2e Cu → + − + – процесс восстановления 62 Атом железа отдает два электрона – окисляется 2 0 Fe 2e Fe + − → − – процесс окисления Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента. Окислители – это вещества, в состав молекул которых входят атомы, способные присоединять электроны, те. понижать свою степень окисления. Процесс окисления – это процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента. Восстановители – это вещества, в состав молекул которых входят атомы, способные отдавать электроны, те. повышать свою степень окисления. В реакции 0 4 2 0 4 2 Cu SO Fe Fe SO Cu + = + + + CuSO 4 – окислитель, а Fe – восстановитель. Восстановителями являются металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) – СО, сероводород – H 2 S, сернистая кислота – H 2 SO 3 и ее соли, галогеноводородные кислоты и их соли, катионы металлов в низших степенях окисления SnCl 2 , FeCl 2 , MnCl 2 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , аммиак – Окислителями являются галогены – Cl 2 , Br 2 , I 2 , кислород – O 2 , соединения, в состав которых входят атомы элементов в высоких степенях окисления 4 7 O Mn K + , 7 2 6 2 O Cr K + , 3 5 O N H + , 4 Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса. Процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления. Поэтому в уравнениях окислительно-восстановительных реакций необходимо уравнять количество отданных и присоединенных электронов соответствующими коэффициентами. Составляя уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо 63 1) записать схему реакции KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 2) определить степени окисления атомов элементов до реакции и после нее выделить элементы, степень окисления которых изменяется 2 2 1 2 4 6 2 1 2 3 5 1 2 4 6 2 2 4 6 2 1 2 2 3 1 2 4 Степень окисления изменяют Mn от +7 дои от +3 до +5. Степень окисления марганца входе реакции понижается, азота – повышается. Следовательно, 7 Mn + или KMnO 4 – окислитель, а 3 N + или HNO 2 – восстановитель. Входе реакции происходят такие превращения 2 7 Mn Mn + + → ; 5 3 N N + + → 3) Составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяя число электронов, приобретенных окислителем и отданных восстановителем. При этом должен соблюдаться закон сохранения числа атомов и заряда в каждой полу- реакции. 2 7 Mn 5e Mn + − + → + (процесс восстановления) 5 3 N 2e N + − + → − (процесс окисления) 4) Составить уравнения электронного баланса уравнять число отданных и принятых электронов, подобрав наименьшее общее кратное (НОК) и дополнительные множители для каждого из электронных уравнений 2 7 Mn 5e Mn + − + → + 5 НОК 10 2 5 3 N 2e N + − + → − 2 5 Для первого уравнения таким множителем будет 2, для второго – 5. Полученные множители являются коэффициентами. Переносим их в схему реакции. 5) Расставить коэффициенты в уравнении реакции. 64 Перед формулами соединений, которые содержат и 2 Mn + , должен стоять коэффициент 2; перед формулами веществ, которые содержат и 5 N + – коэффициент 5. 2KMnO 4 + 5KNO 2 + H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O 6) Уравнять числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции. 2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O 7) Провести проверку. Контрольные вопросы и задания 1. Какой процесс называется а) окислением б) восстановлением 2. Какие вещества называют а) окислителями б) восстановителями Приведите примеры. 3. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель а) KCl + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Cl 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O б) S +HNO 3 → H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O в) Na 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 + H 2 O где+ H 2 O |