|
|
Шпора по химии №1(ULTIMATE). Билет 1 Химический элемент
-
БИЛЕТ №1 Химический элемент определяется как вид атомов, характеризующихся определенной совокупностью свойств. Простое вещество состоит из атомов или молекул одного и того же элемента. При соединении атомов различных элементов образуется сложное вещество (химическое соединение).Закон постоянства состава. Соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.
Закон Авогадро. В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.1/12 часть изотопа 12С называется атомной единицей массы (а.е.м.). Относительная атомная масса элемента рассчитывается как отношение массы атома элемента к 1/12 части массы атома 12С.
Относительная молекулярная масса (Mr) простого или сложного вещества определяется как отношение массы его молекулы к ае.м.
Моль - количество вещества, содержащее столько атомов, молекул, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа 12С. Применяя понятие "моль", следует конкретно указывать, что имеется в виду. Например, моль атомов О, моль молекул Оа?. В одном моле содержится 6,02-Ю23 (постоянная Авогадро, моль 1) структурных единиц. Отношение массы т(г) вещества к его количеству п(моль) называют мольной массой вещества (М). М = m/n (г/моль ).
Из закона Авогадро и определения понятия "моль вещества" следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (н.у.), т.е. при Р = 101,325 кПа или 760 мм р.ст., и Т = 273 К один моль любого газа занимает объем 22,4 л.
Эквивалент (Э) вещества показывает, какое его количество в молях соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в Н2О эквивалент кислорода равен 1/2 моля, а в CH4 - эквивалент углерода равен 1/4 моля.
Молярная масса эквивалента вещества (Мэ) - это масса 1 моля эквивалента этого вещества (г/моль). Мэ — Э*М. Молярные массы эквивалентов простых и сложных веществ зависят от стехиометрии реакций, в которых участвуют эти вещества.
|
Нахождение эквивалента и молярных масс эквивалентов (Мэ) сложных веществ:
1. Кислоты (общая формула кислот НnА)
Мэ = Молярная масса кислоты/Число ионов Н+, замещенных в реакции.
2. Гидроксиды (общая формула Me(ОН) n) .
Мэ = Молярная масса гидроксида/Число ионов ОН-, замешенных в реакции.
3. Соли ( общая формула МеmАn).
Мэ = Молярная масса соли/(Число атомов Me · Валентность Me).
4. Окислители (окислитель + nē = восстановитель).
Мэ = Молярная масса окислителя/Число принятых в реакции электронов.
5. Восстановители (восстановитель - nē = окислитель).
Мэ = Молярная масса восстановителя/Число отданных в реакции электронов.
6. Элементы в химическом соединении.
Мэ = Атомная масса элемента/(Валентность элемента в соединении · Число атомов элемента в соединении.)
Число молей (п„) показывает, сколько молей вещества содержится в известной массе (т) этого вещества: пм-т/М (моль).Число эквивалентов (пэ) показывает, сколько эквивалентов вещества содержится в известной массе (т) этого вещества: пэ = т /Мэ (моль) или пэ = т /Э >М (моль).Закон эквивалентов. Массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.Рассмотрим закон эквивалентов на примере взаимодействия:
2NaOH + H2SO4 = Na^O^HjO
m(NaOH)/m(H2SO4) = M3(NaOHi)/M,(H2SO4) или пэ (NaOH) - n, (H2SO4) Если одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, например,
С(тв.) + О2 = СО2, то
m(C)/F(02) = M,(C)/F,(02).
Для газообразного кислорода F, = 1/4-22,4 = 5,6 л, т.е 1 эквивалент газообразного кислорода при н.у. занимает объем 5,6л. Кислород в этой реакции выступает в роли окислителя
О2 + 4е = 2О"2 , один моль молекулярного кислорода принимает 4 электрона, Э(О2) = % (моль)
= 48,22 г/моль.
|
-
БИЛЕТ № 2 Оксиды - это бинарные соединения, состоящие из какого-нибудь элемента и кислорода со степенью окисления -2,
Например: К2О, СаО, РегОз, СО2, P2Os, SOa, СЬСЬ, OsOi. Оксиды образуют все химические элементы, кроме Не, Ne, Аг. Химическая связь между кислородом и другим элементом бывает ионной и ковалентной. По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. К последним относятся, например, N20, NO, SiO.
Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды. Оксиды, гидраты которых являются основаниями, называют основными оксидами. Например, Na2O, CuO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Cu(OH)2. Как правило, основными оксидами могут быть оксиды металлов со степенью окисления +1, +2. Химическая связь здесь ионная.
Оксиды щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и щелочно-земельных металлов (Са, Sr, Ba, Ra), взаимодействуя с водой, дают основания. Например:
К2О + Н2О = 2КОН ВаО + Н2О = Ва(ОН)2
Остальные основные оксиды с водой практически не взаимодействуют. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и дают соль и воду:
Fе2О3 + 3Н2SО4 = Fе2(SО4)3 + 3Н2О
Fе2О3 + 6H+ = 2Fе3+ +3Н2ООсновные оксиды реагируют с кислотными оксидами и дают соли:
FeO + SiO2= (t) FeSiO3
Кислотные оксиды. Оксиды, гидраты которых являются кислотами, называют кислотными. К кислотным относятся оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления +4,+5, +6, +7. Например, М2Оз, P2Os, СгОз, Mn2(>7, СО2, V2Os, 8Оз, С12О? - кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты HNO2, НзРО4, Н2СЮ4, НМпО4 и т. д. (химическая связь здесь ковалентная и ионная). Большинство кислотных оксидов взаимодействует с водой и образует кислоты. Например:
8Оз + НзО = H2SO4; Mn2O7+ Н2О = 2HMnO4 SiO2 + Н2О ≠
Кислотные оксиды реагируют с основаниями (щелочами) и дают соль и воду:
N2O5 + Са(ОН)2 = Ca(NO3)2 + Н2О.
N2O5 + 2OH‾ = 2NО3‾ + H2O
Амфотерные оксиды. Оксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и иногда +2, которые в зависимости от среды проявляют основные или кислотные свойства, т. е. Реагируют с кислотами и основаниями, называют амфотерными. Им соответствуют гидраты, кислоты и основания. Например:
Zn(OH)2 ← ZnO → H2ZnO2
Аl(ОН)3 ← Аl2О3 → Н3АlО3 → HAlO2
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и основаниями:
Аl2Оз + 3Н2SO4 = Аl2 (SO4)з + 3H2O
Аl2Оз + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
Аl2Оз + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Аl2Оз + 2OН‾ + 3H2O = 2[Аl(ОН)4]‾
При сплавлении А12Оз со щелочами образуются метаалюминаты:
Аl2Оз + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
метаалюминат
натрия
Аl2Оз + 2OН‾ = 2Аl O2‾ + H2O.Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.
БИЛЕТ №3 ГИДРОКСИДЫ R(ОН)n
Химические соединения с общей формулой R(ОН)п называют гидроксидами, где R - атом или группа атомов с положительным зарядом.В зависимости от типа электролитической диссоциации гидроксиды делятся на три группы: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды. Например:
Ва(ОН)2 <-» Ва2+ + 2ОН основание H2SO4 «-» 2Н+ + SO/" кислота
РЬ2+ + 2ОН «-» РЬ(ОН)2 *-*2Н" + PbCfe2"" амфотерныйгидроксид :раствор
ОСНОВАНИЯ
Основания - электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют отрицательные гидроксид-ионы.
По международной номенклатуре, соединения, содержащие гидроксогруппу, называют гидроксидами. Если металл имеет переменную
степень окисления, то после названия гидроксида в скобках указывается его с. о. Например, СиОН - гидроксид меди (I), Cu(OH)2
-гидроксид меди (II).Основания делятся на растворимые и нерастворимые в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы. Щелочи реагируют с растворами солей: 2NaOH = 2NaNO3 + РЬ(ОНЫ Щелочи могут взаимодействовать с некоторыми простыми веществами:Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 Растворимые и нерастворимые в воде гидроксиды могут реагировать с кислотами:
2Ре(ОН)з+ 3H2SO4 = ОД$О4)з + 6Н2О Нерастворимые в воде основания термически разлагаются: 2Ре(ОН)з = (t) РегОз + ЗН2О
|
КИСЛОТЫ
Кислоты - это электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют положительные ионы водорода и других положительных ионов не дают.Число ионов водорода, образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты, определяет ее основность. Так, HNО3 одноосновная. Сила кислот определяется степенью диссоциации а в единице объема. По силе кислоты делятся на сильные (HNO3, H2SО4, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4) и слабые (все остальные). Отсутствие или наличие атомов кислорода в молекулах кислот подразделяет их на бескислородные (HCl) и кислородсодержащие (HNO3). Кислоты реагируют с металлами. Взаимодействие кислот с металлами зависит от концентрации кислоты и активности металла.
а) Разбавленные кислоты (кроме HNO3) реагируют с металлами, которые стоят в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, при этом выделяется водород. Например:
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑
Fe + 2H+ - Fe2+ + h2
в) HNO3 (конц.) с щелочными и щелочно-земельными металлами образует газ N2O — оксид азота (I), с другими тяжелыми металлами NO2 — оксид азота (IV), холодная HNO3 (конц.);
не реагирует с Fe, Al, Cr, Pt, Au:
4Ca +10HNO3 (конц.) = 4Са(NОз)2 + N2O + 5Н2О
4Са + 10H+ + 2NОз− = 4Ca2+ + N2O + 5Н2О
г) HNO3 (разб.) с активными металлами, а также с Zn, Fe, Sn взаимодействует с выделением газа МНз (аммиак) или образованием соли аммония NHз+ HNOз = NH4NOз; с тяжелыми металлами (d>5) образует газ NO - оксид азота (II):
4Ca + 10HNO3 (разб.) = 4Са(NОз)2 + NНNОз + ЗН2О
4Ca + 10H+ + NОз− = 4Ca2+ + NH4+ + ЗН2О
д) Н2СОз, H2SOз, СНзСООН - кислоты слабые, взаимодействуют только с активными металлами:
2СНзСООН + Mg = Мg(СНзСОО)2 + Н2
2H+ + Mg = Mg2+ + H2
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами и образуют соль и воду.
При взаимодействии кислот с солями необходимо учитывать, в каком агрегатном состоянии находится соль. Реакция с растворами солей протекает в том случае, если выпадает осадок или выделяется газ:
H2SO4 + Ва(NОз)2 (р-р) = BaSO4↓ + 2НNОз
SO42‾ + Ва2+ = BaSO4
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Вещества, которые при диссоциации образуют как ионы водорода, так и гидроксид-ионы, называют амфотерными соединениями.
Некоторые гидроксиды в водных растворах реагируют и как кислоты, и как основания, т.е. проявляют амфотерные свойства. В водных растворах таких веществ существуют вместе два противоположных носителя: кислых свойств - ионы водорода, основных свойств — гидроксид-ионы. Например:Zn(OH)2 Осадок 2H+ + ZnO22‾ ↔ Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OН‾ (дисс. по типу к-ты, р-р, по типу основ.)
СОЛИ
Соли - это электролиты, при диссоциаци которых образуются катионы металлов (или катионы аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.
В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные.
С р е д н и е соли — продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл или продукты полного замещения гидроксилъных групп основания кислотными остатками. Например, полное замещение в НзРО4 водорода на металл могут дать соли NазРО4, Саз(РО4)2, AlPO4. Замещение в Аl(ОН)з гидроксильных групп кислотными остатками могут дать соли АlСlз, Al2(SO4)3, АlРО4.
К и с л ы е соли (гидро) -продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот на металл. Двухосновные кислоты дают одну кислую соль. Например,Н2SOз—KHSOз -гидросульфит калия; Са(НSOз)2 - гидросульфит кальция.
Трехосновные кислоты дают две кислые соли. Например, НзРО4 - Са(Н2РО4)2 дигидрофосфат кальция; СаНРО4 - гидрофосфат кальция.
О с н о в н ы е соли (гидроксо) — продукты неполного замещения гидроксогрупп многокислотных оснований на кислотные остатки . Например, у Аl(ОН)з последовательно замещаются однадве группы и получаются основные соли: Аl(ОН)2Сl - хлорид дигидроксоалюминия, АlOНСl2 - хлорид гидроксоалюминия.
1. Взаимодействие металла с неметаллом: 2Na + Сl2 = 2NaCl
2. Взаимодействие кислот с металлами. Все разбавленные кислоты (кроме азотной) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов до
водорода: ↑
Fe + 2НСl = FeCl2 + Н2↑ Fe + 2Н+ = Fe2+ + Н2
3. Взаимодействие металла с солями. Более активный металл вытесняет .менее активный из раствора его соли:
Fe + CuSO4 = Сu + FeSO4
К химическим свойствам средних солей относятся реакции 3, 6, 9, 10. Для получения какой-либо определенной соли не все вышеприведенные способы осуществимы на практике. В каждом конкретном случае необходимо учитывать условия реакции и свойства участвующих в ней веществ.
Кислые соли могут быть получены при взаимодействии:
1) основания с избытком кислоты
NaOH + Н2SО3 = NaHSO3 + Н2О
2) средней соли с избытком кислоты
Са3(РO4)2 + 4Н3РО4 = 3Ca(H2PO4)2
Необходимо отметить, что основные соли обладают меньшей растворимостью, чем средние. Подобно средним солям, они взаимодействуют с кислотами и солями. Кислые же соли обладают большей растворимостью, чем средние: Саз(РО4)2 нерастворима в воде, СаНРО4 малорастворима, Са(Н2РО4)2 растворима.
|
|
|
|
Скачать 0.71 Mb.