Главная страница
Навигация по странице:

  • 3. Электролитическая диссоциация

  • 5. Основания

  • Ионные уравнения

    		•

    Доклад. основные классы неорганических соединений (1)-2. 1. Вещества простые и сложные


    Скачать 0.94 Mb.
    Название1. Вещества простые и сложные
    АнкорДоклад
    Дата16.10.2022
    Размер0.94 Mb.
    Формат файлаpdf
    Имя файлаосновные классы неорганических соединений (1)-2.pdf
    ТипДокументы
    #737234

    1. Вещества простые и сложные
    В результате химических процессов происходит превращение одних веществ в другие.
    Известно более ста химических элементов (видов атомов) (Приложение 1 – таблица
    Менделеева, Приложение 2 - список русских и латинских названий элементов). Каждый
    атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов
    (рис. 1). Именно электроны ответственны за образование химических связей между атомами, благодаря которым атомы соединяются в молекулы (рис. 2).
    Молекула – наименьшая частица химического вещества, обладающая его химическими свойствами.
    При образовании химической связи электроны могут смещаться от одних атомов к другим, из-за чего атомы приобретают электрический заряд. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, определенный из предположения, что электроны полностью смещаются от одних атомов к другим:
    Na
    +1
    Cl
    -1
    Рисунок 1. Упрощенная схема строения атома
    Рисунок 2. Схема строения молекулы аммиака

    Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Простые вещества делятся на два класса: металлы и неметаллы. Металлы обладают высокой электропроводностью, теплопроводностью, металлическим блеском, имеют атомарное строение:
    Na (натрий), Fe (железо), Al (алюминий), Ag (серебро), Cu (медь).
    Неметаллы могут иметь атомарное строение, например, С (уголь), или молекулярное строение:
    H
    2
    (водород), N
    2
    (азот), O
    2
    (кислород), F
    2
    (фтор), Cl
    2
    (хлор), Br
    2
    (бром), I
    2
    (йод).
    Некоторые слова могут иметь разные значения. Например, слово «кислород» может означать название элемента, а также название простого вещества О
    2
    , состоящего из атомов кислорода.
    Степень окисления атомов в простых веществах равно нулю.
    Сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов разных элементов. Наиболее важными классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания и соли.
    Степень окисления некоторых элементов в сложных веществах не указывается, если она постоянная или другие степени окисления у данного элемента встречаются крайне редко:
    Таблица 1.
    Li
    +1
    , Na
    +1
    , K
    +1
    , Ag
    +1
    , Mg
    +2
    , Ca
    +2
    , Zn
    +2
    , Ba
    +2
    , Al
    +3
    В основных классах неорганических соединений степень окисления атомов кислорода -2
    (O
    -2
    ), атомов водорода +1 (H
    +1
    ).
    2. Оксиды
    Оксидами называются сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления -2.
    Если требуется составить формулу оксида ванадия (+5), необходимо найти наименьшее общее кратное между степенями окисления ванадия (+5) и кислорода (-2), взятыми по модулю. Наименьшим общим кратным чисел 5 и 2 является 10. Если наименьшее общее кратное 10 разделить на 5, получится число атомов ванадия в молекуле (2), если наименьшее общее кратное 10 разделить на 2, получится число атомов кислорода в молекуле оксида ванадия (+5). Соответствующая формула V
    2
    O
    5
    означает, что в одной молекуле содержится 2 атома ванадия и 5 атомов кислорода.
    2.1. Общие способы получения оксидов
    1) Непосредственное взаимодействие веществ с кислородом:
    4Al + 3O
    2 2Al
    2
    O
    3
    (1)
    Коэффициенты показывают количество молекул в элементарном химическом уравнении.

    2) Термическое разложение некоторых кислот, оснований и некоторых солей (обычно это относится к плохо растворимым в воде веществам):
    2Fe(OH)
    3
    Fe
    2
    O
    3
    + 3H
    2
    O (2)
    H
    2
    CO
    3
    CO
    2
    + H
    2
    O (3)
    CaCO
    3
    CaO + CO
    2
    (4)
    2.2. Общие свойства оксидов
    Оксид взаимодействует с водой, если соответствующий гидроксид (кислота или основание) растворим в воде (Приложение 3 – таблица растворимости):
    Na
    2
    O + H
    2
    O 2NaOH (P) (5)
    BaO + H
    2
    O Ba(OH)
    2
    (P) (6)
    MgO + H
    2
    O не взаимодействует, поскольку гидроксид магния нерастворим в воде
    SO
    3
    + H
    2
    O H
    2
    SO
    4
    (P) (7)
    SiO
    2
    +H
    2
    O не взаимодействует, поскольку кремниевая кислота нерастворима в воде
    ОснОвными называются оксиды, которые взаимодействуют с кислотами и не взаимодействуют с основаниями:
    CaO + 2HCl CaCl
    2
    + H
    2
    O (8)
    Основные оксиды образуют металлы с небольшими степенями окисления (как правило, +1 и
    +2).
    Кислотными называются оксиды, которые взаимодействуют с основаниями и не взаимодействуют с кислотами:
    CO
    2
    + Ca(OH)
    2
    CaCO
    3
    + H
    2
    O (9)
    Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы с большими степенями окисления
    (+5, +6, +7).
    Амфотерными называются оксиды, которые взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями:
    ZnO + 2HCl ZnCl
    2
    + H
    2
    O (10)
    ZnO + 2NaOH + H
    2
    O Na
    2
    [Zn(OH)
    4
    ] (11)
    Амфотерные оксиды образуют металлы со степенями окисления (+2, +3, +4).

    3. Электролитическая диссоциация
    Электролитическая диссоциация – это самопроизвольный распад молекул на ионы в растворе или в расплаве. Электролит – вещество, которое способно распадаться на ионы.
    Если растворить в воде поваренную соль (хлорид натрия), то молекула распадется на катион натрия и хлорид-анион:
    NaCl
    Na
    +
    + Cl
    -
    (12)
    Уравнение диссоциации (12) не является химическим уравнением (1-11), потому что при диссоциации не образуется нового вещества.
    Степень диссоциации (α) – отношение количества молекул, распавшихся на ионы, к общему количеству растворенных молекул. (Приложение 4 – степени диссоциации электролитов).
    Сильный электролит полностью распадается на ионы, то есть α=1. Примером сильного электролита является хлорид натрия (12).
    При диссоциации слабого электролита меньше половины растворенных молекул распадаются на ионы, то есть α<0,5.
    CH
    3
    COOH
    CH
    3
    COO
    -
    + H
    +
    (13)
    Простые вещества и оксиды, как правило, электролитами не являются.
    4. Кислоты
    Кислотами называют сложные вещества, способные диссоциировать с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков:
    H
    2
    SO
    4 2H
    +
    +SO
    4 2-
    (14)
    Среди кислот есть сильные (например, HCl, HI, H
    2
    SO
    4
    , HNO
    3
    )
    и слабые (например, H
    2
    SO
    3
    ,
    H
    2
    S, H
    3
    PO
    4
    , H
    2
    CO
    3
    , CH
    3
    COOH, H
    2
    SiO
    3
    ). (Приложение 4 – Степени диссоциации электролитов).
    Таблица 2. кислота кислотный остаток
    HCl соляная
    Cl
    - хлорид
    HI иодоводородная
    I
    - иодид
    H
    2
    SO
    4
    серная
    SO
    4 2- сульфат
    H
    2
    SO
    3
    сернистая
    SO
    3 2- сульфит
    H
    2
    S сероводородная
    S
    2- сульфид
    HNO
    3
    азотная
    NO
    3
    - нитрат
    H
    3
    PO
    4
    фосфорная
    PO
    4 3- фосфат
    H
    2
    CO
    3
    угольная
    CO
    3 2- карбонат
    CH
    3
    COOH уксусная
    CH
    3
    COO
    - ацетат
    H
    2
    SiO
    3
    кремниевая
    SiO
    3 2- силикат

    4.1. Общие способы получения кислот
    1) Растворимые в воде кислоты можно получить из их ангидридов (соответствующих кислотных оксидов):
    SO
    3
    + H
    2
    O H
    2
    SO
    4
    (15)
    2) Бескислородные кислоты можно получить непосредственным взаимодействием неметалла с водородом:
    H
    2
    + Cl
    2 2HCl (16)
    3) Слабые или нерастворимые в воде кислоты можно получить из их солей:
    Na
    2
    SiO
    3
    + 2HCl H
    2
    SiO
    3
    + 2NaCl (17)
    4.2. Общие свойства кислот
    1) Взаимодействие c металлами:
    Fe + H
    2
    SO
    4
    FeSO
    4
    + H
    2
    (18)
    2) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
    FeO + H
    2
    SO
    4
    FeSO
    4
    + H
    2
    O (19)
    3) Взаимодействие с основаниями:
    Fe(OH)
    2
    + H
    2
    SO
    4
    FeSO
    4
    + 2H
    2
    O (20)
    4) Кислоты могут взаимодействовать с солями:
    Na
    2
    СO
    3
    + 2HCl 2NaCl + CO
    2
    + H
    2
    O (21)
    5. Основания
    Основаниями называются сложные вещества, способные диссоциировать с образованием катионов металла и гидроксид-анионов (OH
    -
    ):
    NaOH
    Na
    +
    + OH
    -
    (22)
    Среди оснований есть сильные и слабые электролиты (Приложение 4). Сильные хорошо растворимые в воде основания называются щелочами (NaOH, KOH, Ba(OH)
    2
    ).
    При взаимодействии с водой аммиак образует катион аммония NH
    4
    + и гидроксид-анион:
    NH
    3
    + H
    2
    O
    NH
    4
    +
    + OH
    -
    (23)
    Таким образом, аммиак проявляет основные свойства.

    5.1. Общие способы получения оснований
    1) Щелочи можно получить при взаимодействии металла с водой:
    2Na + 2H
    2
    O 2NaOH + H
    2
    (24)
    2) Щелочи можно получить взаимодействием оксидов с водой:
    Na
    2
    O + H
    2
    O 2NaOH (25)
    3) Щелочи можно получить электролизом, то есть химическим взаимодействием, протекающим под действием электрического тока:
    2NaCl + 2H
    2
    O H
    2
    + Cl
    2
    + 2NaOH (26)
    4) Слабые или нерастворимые в воде основания можно получить из их солей:
    CuSO
    4
    + 2NaOH Cu(OH)
    2
    + Na
    2
    SO
    4
    (27)
    5.2. Общие свойства оснований
    1) Взаимодействие с кислотами:
    2NaOH + H
    2
    SO
    4
    Na
    2
    SO
    4
    + 2H
    2
    O (28)
    2) Взаимодействие с кислотными оксидами:
    2NaOH + SO
    3
    Na
    2
    SO
    4
    + H
    2
    O (29)
    3) Основания могут взаимодействовать с солями:
    2NaOH + MgCl
    2
    Mg(OH)
    2
    + 2NaCl (30)
    4) При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония:
    3NH
    3
    + H
    3
    PO
    4
    (NH
    4
    )
    3
    PO
    4
    (31)
    5) Нерастворимые в воде основания способы термически разлагаться:
    Cu(OH)
    2
    CuO + H
    2
    O (32)
    6. Соли
    Солями называются сложные вещества, способные диссоциировать на катионы металлов и анионы кислотных остатков (12).

    Al
    2
    (SO
    4
    )
    3 2Al
    3+
    + SO
    4 2-
    Практически все соли являются сильными электролитами.
    Для написания формул солей следует выучить таблицы 1 и 2, в которых даны заряды катионов и анионов. Если требуется составить формулу сульфата алюминия, необходимо найти наименьшее общее кратное между степенями окисления алюминия (+3) и зарядом сульфата (2-), взятыми по модулю. Наименьшим общим кратным чисел 3 и 2 является 6. Если наименьшее общее кратное 6 разделить на 3, получится число атомов алюминия в молекуле
    (2), если наименьшее общее кратное 6 разделить на 2, получится число сульфат-анионов в молекуле сульфата алюминия. Соответствующая формула Al
    2
    (SO
    4
    )
    3
    означает, что в одной молекуле содержится 2 атома алюминия и три сульфат-аниона.
    6.1. Общие способы получения солей
    1) Взаимодействие металла и неметалла:
    Cu + Cl
    2
    CuCl
    2
    (33)
    2Fe + 3Cl
    2 2FeCl
    3
    (34)
    2) Взаимодействие металла с кислотой:
    Fe + 2HCl FeCl
    2
    + H
    2
    (35)
    3) Атомы металлов, расположенных в ряду напряжений (Приложение 5) выше, способны вытеснять катионы металлов, расположенных в ряду напряжений ниже, из растворов
    (взаимодействие металлов с солями):
    Fe + CuSO
    4
    Cu + FeSO
    4
    (36)
    4) Взаимодействие оксидов основных с оксидами кислотными:
    CaO + CO
    2
    CaCO
    3
    (37)
    CuO + SO
    3
    CuSO
    4
    (38)
    5) Взаимодействие оксидов основных с кислотами:
    CuO + H
    2
    SO
    4
    CuSO
    4
    + H
    2
    O
    (39)
    6) Взаимодействие оксидов кислотных с основаниями:
    Ca(OH)
    2
    + CO
    2
    CaCO
    3
    + H
    2
    O (40)
    7) Взаимодействие кислот и оснований (реакция нейтрализации):
    H
    2
    SO
    4
    + 2KOH K
    2
    SO
    4
    +2H
    2
    O (41)

    6.2. Общие свойства солей
    1) Взаимодействие с основаниями:
    FeCl
    3
    + 3NaOH Fe(OH)
    3
    + 3H
    2
    O (42)
    2) Взаимодействие с кислотами:
    Na
    2
    SiO
    3
    + 2HCl H
    2
    SiO
    3
    + 2NaCl (43)
    3) Взаимодействие двух солей:
    AgNO
    3
    + NaCl AgCl + NaNO
    3
    (44)
    4) Термическое разложение:
    СaCO
    3
    CaO + CO
    2
    (45)
    CuSO
    4
    CuO + SO
    3
    (46)
    5) Взаимодействие с металлом рассмотрен ранее (36).
    Ионные уравнения
    Многие химические реакции протекают именно в водных растворах, потому что взаимодействуют во многих случаях не молекулы, а продукты их диссоциации. Чистые вещества силикат натрия и хлороводород не взаимодействуют друг с другом, а их водные растворы вступают в химическую реакцию:
    (47)
    Из уравнения (47) можно сделать неправильный вывод о том, взаимодействуют сами молекулы. На самом деле взаимодействуют продукты диссоциации молекул. Поэтому сущность процесса показывает не молекулярное уравнение (47), а так называемое ионное уравнение (48):
    (48)
    Вещество в ионных уравнениях записывается в ионном виде в том случае, если оно одновременно и хорошо растворимо, и является сильным электролитом (то есть, полностью распадается на ионы). Чтобы это уточнить, надо воспользоваться соответствующими таблицами. В уравнении (48) силикат натрия, хлороводород (соляная кислота) и хлорид натрия записываются в ионном виде, потому что они и хорошо растворимы, и полностью
    распадаются на ионы. Кремниевая кислота записывается в молекулярном виде, потому что она практически нерастворима. К тому же кремниевая кислота слабая.
    Не все вещества, являющиеся электролитами, химически взаимодействуют друг с другом – они могут просто перемешиваться без образования новых веществ. Есть три признака (три условия) протекания реакций в растворах электролитов:
    1) выделение газа,
    2) выпадение осадка,
    3) образование слабого электролита, например, воды.
    Реакция (47) протекает, потому что выпадает осадок кремниевой кислоты .

    Приложение 1 – таблица химических элементов Д.И. Менделеева

    Приложение 2 - список русских и латинских названий элементов




    Приложение 3 – таблица растворимости

    Приложение 4 – Примеры степеней диссоциации некоторых электролитов

    Приложение 5 Ряд стандартных окислительно-восстановительных электродных потенциалов металлов (ряд «напряжений»).

    написать администратору сайта