Учебно-методическое пособие по общей и неорганической химии

Министерство образования и науки Краснодарского края

государственное образовательное учреждение

среднего профессионального образования

"Краснодарский колледж электронного приборостроения"

Краснодарского края

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

для студентов 1 курса

всех специальностей

Краснодар 2013

Составитель: Субботина Е.А.

Методическое пособие по общей и неорганической химии для студентов 1 курса всех специальностей / государственное бюджетное образовательное учреждение среднего профессионального образования "Краснодарский колледж электронного приборостроения" Краснодарского края; сост. Е.А.Субботина - Краснодар: ГБОУ СПО «ККЭП» КК, 2013 - с.111

Рецензенты: Акользина А.Н.

В методическом пособии, составленном в соответствии с календарно-тематическим планом аудиторных занятий по общей и неорганической химии, представлены способы выполнения практических заданий, перечень заданий для самостоятельного выполнения к каждому занятию, основной теоретический материал, необходимый для их выполнения. Пособие может быть рекомендовано для использования при проведении аудиторных занятий, для самостоятельной подготовки студентов, для текущего контроля знаний.

Рекомендовано на заседании предметной цикловой комиссии "Естественно - научных дисциплин" государственное бюджетное образовательное учреждение среднего профессионального образования "Краснодарский колледж электронного приборостроения" Краснодарского края «___» ________________ 200 г., протокол № ____.

СОДЕРЖАНИЕ

Введение ………………………………………………………………..

5

Занятие 1.Основные понятия и законы химии ……………………

6

Занятие 2. Практическое занятие № 1. Расчеты по химическим формулам и уравнениям ………............................................................

11

Занятие 3. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение атома. Распределение электронов по энергетическим уровням Закономерности изменения свойств элементов и их соединений Валентные возможности атомов.……………………………………………

13

Занятие 4. Практическое занятие № 2. Составление электронных формул атомов элементов, графических схем (энергетических диаграмм) заполнение их электронами. Химическая связь. Строение вещества.……………………………………………..................................

21

Занятие 5. Основные классы неорганических соединений …...........

28

Занятие 6. Водные растворы. Теория электролитической диссоциации. Свойства кислот, солей и оснований в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД)...................................................

Занятие 7. Реакции ионного обмена. Кислотность растворов. pH среды. Гидролиз солей...............................................................................

35

39

Занятие 8. Лабораторная работа № 1. Реакции ионного обмена. Расчетные задачи на вычисление массы и массовой доли веществ.....

44

Занятие 9. Лабораторная работа № 2. Испытание растворов солей индикаторами. Гидролиз солей.…………………………………............

46

Занятие10. Окислительно-восстановительные реакции. Составление уравнений о.в.р. методом электронного баланса. Определение окислителей и восстановителей. ……………………..............................

48

Занятие 11. Электролиз. Практическое занятие №3 Составление реакции ОВР методом электронного баланса .………………................

51

Занятие 12. Общая характеристика металлов. Сравнительная характеристика металлов I - III групп главных подгрупп. Алюминий и его соединения.....................................................................

54

Занятие 13. Лабораторная работа № 3. Общие свойства металлов.…………………………................................................

63

Занятие 14 Металлы побочных подгрупп. Характеристика железа и его соединений. Расчёт массовой доли компонентов смеси веществ.……………………………………………………........................

65

Занятие 15. Лабораторная работа № 4. Получение и окислительные свойства гидроксидов железа. Качественные реакции на ионы железа''2+''и''3+''.....................................................................................

70

Занятие 16. Общая характеристика неметаллов по положению в периодической системе. Галогены. Сравнительная характеристика элементовVII группы и их соединений. Качественные реакция на ионы CL^- ......................................................................................

73

Занятие 17. Лабораторная работа № 5

Качественные реакции на хлорид, сульфат, фосфат и карбонат анионы.….....................................................................................................

77

Занятие 18. Обобщение знаний по разделу. Генетическая связь неорганических соединений. Контрольная работа №1…………...........

78

Рекомендуемая литература …………………………………………….

83

Приложение ................................................................................................

88

ВВЕДЕНИЕ

Химия является одной из основных естественнонаучных дисциплин, знание которой помогает человеку ориентироваться в современном мире. В условиях все большего развития науки, техники, создания и использования новых материалов, способов переработки пищевого сырья, использования огромного количества различных энергоносителей, при острой потребности грамотного и бережного отношения к окружающему миру химические знания становятся все более необходимыми каждому цивилизованному человеку.

Цель настоящего пособия - помочь студентам в усвоении химических знаний, в умении их практического использования. Большее внимание уделено методам выполнения практических заданий, приобретения умений и навыков в работе с периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева, в решении расчетных и экспериментальных задач, в анализе уравнений протекающих химических реакций. В данном пособии внимание акцентируется на общих правилах и принципах химии, знание которых существенно облегчает выполнение практических заданий. Весь материал соответствует объему рабочей программы по общей и неорганической химии и сгруппирован в соответствии с календарно-тематическим планом проведения учебных занятий по химии для студентов 1 курса всех специальностей отделения СПО.

Для успешного освоения дисциплины «Химия» студент должен ознакомиться с материалом по изучаемой теме в рекомендованных учебных пособиях или учебниках, проанализировать выполнение представленных в пособии примеров заданий и расчетных задач и приступить к заданиям для самостоятельного выполнения. Практические и лабораторные задания выполняются на аудиторных занятиях под руководством преподавателя с целью обеспечения безопасности при работе (лабораторные занятия) и предотвращения возможных фактических ошибок. Практические занятия преследуют цель закрепления знаний, отработки определенных умений и навыков и тематического контроля знаний.

Студент, пропустивший аудиторное занятие, должен самостоятельно освоить материал темы и выполнить предложенные задания.

Для работы студентам необходимы справочные материалы: периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, таблица растворимости кислот, солей и оснований, электрохимический ряд напряжений металлов и простейший калькулятор.

ЗАНЯТИЕ 1

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Химия - наука о веществах, их строении, свойствах, превращениях и применении.

Каждое вещество имеет определенные физические и химические свойства. К физическим свойствам относят агрегатное состояние, плотность, цвет, прозрачность, температуры плавления и кипения, растворимость, электропроводность и др. Химические свойства - это способность данного вещества превращаться в другие вещества.

Физические явления - это изменение формы или агрегатного состояния вещества, в результате которых не образуются новые вещества.

Химические явления (химические реакции) - превращение одних веществ в другие. Каждая химическая реакция сопровождается признаками химических реакций:

1. образование или растворение осадка,

2. выделение газа,

3. изменение цвета,

4. появление или изменение запаха,

5. выделение или поглощение большого количества энергии (часто в виде тепла и света).

Химия, как и все другие науки, использует специальный язык: символы химических элементов, химические формулы, уравнения химических реакций.

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических символов и индексов. Химическая формула серной кислоты H₂SO₄

Уравнение химической реакции - условная запись химического превращения с помощью химических формул и коэффициентов.

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O (уравнение реакции

нейтрализации)

Классификация химических реакций:

1. По количеству исходных и полученных веществ (реакции соединения, разложения, замещения, обмена),

2. по факту выделения или поглощения энергии в ходе реакции (реакции экзотермические и эндотермические),

3. по изменению степени окисления атомов (реакции окислительно-восстановительные и реакции, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов),

4. по наличию катализатора (реакции каталитические и некаталитические),

5. по возможности протекания реакций в двух взаимообратных направлениях (реакции обратимые и необратимые).

Например, растворение металлического натрия в воде описывается уравнением химической реакции

2 Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂↑ + Q

Это реакции: 1) замещения,

2) экзотермическая,

3) окислительно-восстановительная,

4) некаталитическая,

5) необратимая.

А реакция окисления сернистого газа

_{катализатор}

2 SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q

является реакцией 1) соединения, 2) экзотермической, 3) окислительно-восстановительной, 4) каталитической, 5) необратимой.

Химические вещества в зависимости от вида структурных единиц имеют атомное, молекулярное или ионное строение.

Атом - мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Молекула - мельчайшая частица вещества, повторяющая его химические свойства. Молекулы химических веществ в ходе химических реакций изменяются.

При химических расчетах используются следующие величины:

m - абсолютная масса (г, кг)

m_а -абсолютная масса атома (г, кг)

А_r - относительная атомная масса (безразмерная величина)

М_r- относительная молекулярная масса (безразмерная величина)

М - молярная масса (г/моль)

ν - количество вещества (моль)

V -объем (л, м³, мл)

V_m - молярный объем газа (моль/л)

N - число структурных частиц (атомы, молекулы, ионы)

N_А - число Авогадро

ω - массовая доля (безразмерная величина в долях единицы или в процентах).

Обратите внимание! V_m = 22,4 л/моль для любого газа объемом

1 моль (при н.у.). Под нормальными условиями (н.у.) понимают 0^оС и 10⁵ Па (1 атм).

N_A = 6,02 · 10²³ частиц (для любого химического вещества количества вещества 1 моль)

Расчет относительной молекулярной массы

М_r(К₃РО₄) = 3 · A_r(К) + 1 · А_r(Р) + 4 · А_r(О) = 3 · 39 + 1 ·31 + 4 · 16 = 212

Значения А_rдля каждого химического элемента указаны в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Определение молярной массы вещества

Молярная масса вещества численно равна относительной молекулярной массе, но имеет иной физический смысл и единицы измерения.

М (К₃РО₄) = 212 г/моль

Формулы для расчета количества вещества

ν = ν = ν =

Основные законы химии

1. Периодический закон химических элементов Д.И. Менделеева (1869г.)

"Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома".

2. Закон А. Авогадро (1811 г.)

"В равных объемах различных газов при одинаковых внешних условиях содержится одинаковое число молекул".

3. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808 г.)

"Каждое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав, который не зависит от способа и места получения". Закон справедлив для веществ молекулярного строения.

4. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г.)

"Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции".

В современной формулировке точнее говорить о сохранении массы и энергии веществ.

Умение решать расчетные задачи свидетельствует о высоком уровне усвоения дисциплины. Ниже по тексту и в конце пособия приведены основные типы расчетных задач, методы их решения и оформления.

Расчет массовой доли химического элемента

Задача 1. Рассчитайте массовую долю атомов водорода в молекуле аммиака.

Дано:

NH₃

Найти:

ω(Н) = ?

Решение.

Массовая доля рассчитывается как массы части к массе всего целого.

Примем за часть - массу атомов водорода, их в составе молекулы аммиака 3 штуки.

За целое примем массу всей молекулы аммиака.

ω(Н) = = =

ω(Н) = 17,6%

Ответ: ω(Н) = 17,6%

Вывод химической формулы соединения

по известным массовым долям химических элементов

Задача 2. Определите формулу медного колчедана, если в его составе содержится 34,8% меди, 30,4% железа и 34,8 % серы.

Дано:

ω(Cu)=34,8%

ω(Fe)=30.4%

ω(S)=34,8%

Найти:

Формулу

Cu_xFe_yS_z

Решение.

Так как состав вещества не зависит от массы или объема взятого образца, пусть взято 100 г исследуемого вещества, тогда

m(Cu) = 100 г · ω(Cu) : 100% = 34,8 г

m(Fe) = 30,4 г

m(S) = 34,8 г

Индексы x, у, z обозначают в искомой

формуле число атомов каждого химического элемента или количество вещества атомов названных элементов.

x = ν(Cu) = = =

y = ν(Fe) = ==

z = ν(S) = = =

Находим соотношение числа атомов меди,

железа и серы:

x:y:z = 0,005 : 0,005 : 0,01 = 1 : 1 : 2

(Целые числа получили при делении каждого значения на меньшее из них).

Следовательно, состав формулы медного колчедана CuFeS₂

Ответ: CuFeS₂

Расчет относительной плотности газов

Задача 3. Определите относительную плотность азота по водороду и по воздуху.

Дано:

N₂

Найти:

D=?

Решение.

По следствию из закона Авогадро относительна плотность газов рассчитывается как отношение молярных масс газов.

D(H₂) = = =

D(воздух) = = =

Ответ: D(Н₂) = 14, D(воздух) = 0,97.

Обратите внимание, усредненная молярная масса воздуха (смеси газов) равна 29 г/моль.

Расчет количества вещества, массы или объема

реагирующего вещества или продукта реакции

(расчет по химическому уравнению)

Задача 4 . Определите объем сероводорода (при н.у.), полученного при действии 14,6 г хлороводородной кислоты на сульфид меди (II).

Дано:

m(HCl) = 14,6г

Найти:

V(H₂S) =?

M(HCl) = 36,5 г/моль

Решение.

0,4 моль X

СuS + 2 HCl = H₂S + CuCl₂

2 моль 1 моль

1. ν(HCl)== =

2. По уравнению реакции

ν(НCl) : ν(H₂S) = 2 : 1, следовательно,

ν(H₂S) = ν(HCl) = 0,4 :2 =0,2 (моль)

Можно рассчитать Х по соотношению

= ; Х= 0,2 моль

3. V(H₂S) = ν · V_m =

=0,2 моль · 22,4 л/моль= =4,48л

Ответ: V(H₂S) = 4,48л

Обратите внимание, в решении задачи над химическими формулами в уравнении реакции указаны значения количества вещества данные по условию задачи, а под химическими формулами количества вещества, вытекающие из уравнения реакции (соответствуют коэффициентам в уравнении реакции).

Задания для самостоятельного выполнения

1. Вычислите относительную молекулярную и молярную массы ортофосфата калия.

2. Определите массовую долю брома а) в бромиде алюминия; б) в бромоводородной кислоте; в) в оксиде брома (III).

3. Какое количество вещества составляют и сколько молекул содержат: а) 8г; б) 2,8л газообразного кислорода (н.у.)?

4. Рассчитайте молярную массу газа, имеющего трехатомные молекулы, если его плотность по угарному газу 1,714. О каком газе идет речь?

5. Определите химическую формулу соединения углерода с алюминием, массовая доля алюминия в котором 75%.

6. При восстановлении оксида железа (III) раскаленным углем образовалось железо и выделилось 29,12л (н.у.) угарного газа. Какая масса оксида железа (III) подвергнута восстановлению?

ЗАНЯТИЕ 2

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 1

РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ

И УРАВНЕНИЯМ

ЗАДАЧА № 1

Какое количество вещества (моль) составляют:

I вариант

II вариант

III вариант

IV вариант

V вариант

2,4 · 10²⁴ молекул углекислого газа

12,8 кг железа

3,36 л газообразного азота

9 г оксида азота (II) NO

5,4 ·10²⁵ молекул оксида меди (II) CuO

ЗАДАЧА № 2

Вычислить относительную молекулярную

и молярную массу вещества:

I вариант

II вариант

III вариант

IV вариант

V вариант

Cu(NO₃)₂

Ba(OH)₂

H₂SiO₃

Ag₂SO₄

Fe(OH)₃

ЗАДАЧА № 3

Вычислите, где больше массовая доля

I вариант

II вариант

III вариант

IV вариант

V вариант

Серы

в сероводороде или оксиде серы (IV)

Углерода

в метане СН₄ или

в углекислом газе

Железа

в оксиде железа (II) или оксиде железа(III)

Водорода

в этане С₂Н₆ или в сероводороде

H₂S

Кислорода

в оксиде натрия или

в оксиде алюминия

ЗАДАЧА № 4

1. Установите простейшую формулу муравьиной кислоты, если известно, что массовые доли в ней водорода, углерода и кислорода 4,35%, 26,09%, 69,56% соответственно.

2. В натуральном жемчуге массовые отношения кальция, кислорода и углерода равны 10:12:3. Какова химическая формула жемчуга?

3. В производстве хрусталя используется поташ. Какова его формула, если массовый состав его равен: калия - 56,6%, углерода - 8,7%, кислорода - 34,8%?

4. Определите формулу гидросульфида калия, если его состав следующий: калия - 54,2%, серы - 44,4%, водорода - 1,4%.

5. Определите формулу медицинского препарата, состоящего из кислорода, марганца и калия, если их массовые доли соответственно 40,5%, 34,8%, 24,7%.

ЗАДАЧА № 5

1. На одну чашку весов поместили серу количеством вещества 0,5 моль, а на другую чашку - 20 г железа. Будут ли весы в состоянии равновесия?

2. На одной чашке весов находится 75,25·10²³ атомов магния. Какова масса меди, находящаяся на другой чашке весов, если весы в состоянии равновесия?

3. На одну чашку весов поместили 5 моль серы. Вычислите количество вещества оксида железа (III), которое нужно положить на другую чашку весов, чтобы весы были в состоянии равновесия?

4. На одну чашку весов поместили герметичный сосуд, в котором находится 56 л кислорода. Какое количество вещества воды нужно поместить на другую чашку весов, чтобы они находились в состоянии равновесия?

5. На одной чашке весов находится образец хрома, содержащий 4,8·10²⁶ атомов металла. На другой чашке находится 4 моль оксида меди (II). Находятся ли эти весы в состоянии равновесия?

ЗАДАЧА № 6

1. Хватит ли 1 тонны кислорода для сжигания 500 кг угля?

2. Можно ли разложением 7,5 г пероксида водорода получить 4,5 г кислорода?

3. Какой объем аммиака (при н.у.) может прореагировать с серной кислотой массой 4,9 г до ее полной нейтрализации?

4. Какой объем водорода (при н. у.) выделится при взаимодействии алюминия массой 10,8 г с избытком хлороводородной кислоты?

5. Хватит ли 12 г гидроксида кальция для полной нейтрализации раствора бромоводородной кислоты, содержащего 25 г HBr ?

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЗАДАЧА

В избытке соляной кислоты растворили 6 г магния, 4 г меди и 1,5 · 10²³ атомов цинка. Можно ли выделившийся водород поместить в сосуд объемом 12л? (при н. у.)

ЗАНЯТИЕ 3

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ

И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Свойства химических элементов, а также их соединений, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов. (Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева).

Физический смысл Периодического закона (ПЗ) - периодически повторяется электронная конфигурация валентных электронов.

Группа - вертикальный столбец элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов. У элементов главных подгрупп валентные электроны являются внешними, эти элементы относятся к s- или p-элементам. Элементы побочных подгрупп (d- или f-элементы) содержат валентные электроны на внешнем слое и d-подуровне предвнешнего слоя.

Период - горизонтальный ряд элементов, атомы которых имеют равное число энергетических уровней.

Элементы одной подгруппы называются электронными аналогами, так как имеют сходную конфигурацию электронных слоев. Например,

₊₁₃Al …3s² 3p¹₊₃₁Ga …4s² 4p¹₊₄₉In …5s² 5p¹

₊₈₁Tl 6s² 6p¹

План характеристики элемента по положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

1. Название и символ элемента.

2. Период, ряд, группа и подгруппа, в которых расположен химический элемент. Относительная атомная масса.

3. Строение атома: заряд ядра, число протонов и нейтронов в ядре, общее число электронов, число энергетических уровней, на которых расположены электроны, число завершенных и незавершенных энергетических уровней.

4. Электронографическая схема строения электронных оболочек, электронная формула атома. Число электронов на внешнем уровне, число валентных электронов.

5. Возможные степени окисления и валентности в основном и возбужденном состояниях атома.

6. Высшая и низшая степень окисления. Формула высших оксида и гидроксида, их характер, летучее водородное соединение.

7. Окислительно-восстановительный характер атома в соединениях.

8. Сравнение окислительно-восстановительных свойств атома, металлических или неметаллических свойств простого вещества, основного или кислотного характера кислородных соединений с ближайшими соседями по периоду и подгруппе.

Задание 1. Составьте характеристику химического элемента № 74.

1. Элемент № 74 - вольфрам, символ W.

2. Расположен в периодической системе в 6 периоде (большой период), в 8 ряду, в VI группе, в побочной подгруппе. Относительная атомная масса равна 184.

3. Заряд ядра равен + 74. В ядре атома 74 протона, 110 нейтронов. Общее число электронов равно 74. Электроны расположены на 6 энергетических уровнях, из них завершенных уровней - 4, незавершенных - 2. Распределение электронов: 2, 8, 18,32,12, 2.

4. Электронная формула атома: 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶ 5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁴ . На внешнем уровне находится 2 электрона, следовательно, вольфрам - металл. Валентных электронов 6 - …5d⁴6s² (поэтому вольфрам расположен в 6 группе). Металл переходный, так как валентные электроны расположены на внешнем и предвнешнем уровнях. Элемент d-семейства.

5. ₊74 W … 5d 6s 6p

Возможные валентности II, IV, VI. Возможные степени окисления +2 (возбужденные состояние), +4, +6. Отрицательных значений степеней окисления не имеет, так как элемент - металл.

6. Высший оксид W⁺⁶O₃ - кислотный; высший гидроксид - кислота H₂WO₄ Летучее водородное соединение не образует, так как элемент расположен в побочной подгруппе.

7. В химических реакциях атом проявляет восстановительный характер, при этом степень окисления атома повышается.

8. Вольфрам более активный металл по сравнению с танталом и менее активный по сравнению с рением (соседи по периоду). По сравнению с марганцем наблюдается повышение металлических свойств, усиление основного характера высшего оксида и высшего гидроксида.

Таблица 3

Изменение свойств химических элементов и их соединений

Рассматриваемое свойство

Изменение свойств

в периоде

Изменение свойств

в главных подгруппах

Заряд ядра

Увеличивается

Увеличивается

Число энергетических уровней

Постоянно

(равно номеру периода)

Возрастает

Число валентных электронов

Возрастает

Постоянно

(равно номеру группы)

Радиус атома

Немного убывает

(сжатие атома)

Резко увеличивается

Притяжение внешних электронов к ядру

Усиливается

Ослабевает

Восстановительные свойства

Ослабевают

Усиливаются

Высшая степень окисления

Возрастает

Постоянна

(равна номеру группы)

Металлические свойства простых веществ

Ослабевают

Усиливаются

Основные свойства оксидов и гидроксидов

Ослабевают

Усиливаются

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов

Усиливаются

Ослабевают

Кислотный характер водных растворов летучих водородных соединений

Усиливается

Усиливается

Задания для самостоятельного выполнения

1. Расположите следующие элементы в порядке возрастания восстановительных свойств: фосфор, магний, хлор.

2. Расположите следующие вещества в порядке ослабления неметаллических свойств: сурьма, висмут, кремний, фосфор.

3. Укажите, какая из двух кислот более сильная (ответ поясните):

а) Н₂Se или H₂Te б) H₂CrO₄ или HMnO₄

4. Для элементов с атомными номерами 33, 37, 17, 31, 41 составьте формулы высшего оксида, высшего гидроксида, укажите их характер. Назовите высшую и низшую из возможных степеней окисления.

5. Составьте формулы соединений с водородом элементов, если известны формулы их высших оксидов:

а) Э₂О б) Э₂О₅ в) ЭО г) Э₂О₃ д) ЭО₃

6. Дайте полную характеристику элементов под номерами 42 и 35.

СТРОЕНИЕ АТОМА.

РАСПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ

ПО ЭНЕРГЕТИЧЕСКИМ УРОВНЯМ

Атом химического элемента - это электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома, и расположенных около ядра электронов.

Атомный (или порядковый) номер элемента указывает на заряд ядра атома. В этом физический смысл атомного номера элемента.

В атоме число протонов, определяющих величину заряда ядра атома, и число электронов одинаково. Это определяет электронейтральность атома.

Массовое число - суммарное число протонов и нейтронов в ядре.

А = Z + N

Число нейтронов N можно рассчитать как разность между массовым числом А и числом протонов Z.

Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра является основной характеристикой атома химического элемента.

Изотопы - атомы одного химического элемента (имеющие одинаковый заряд ядра атома), но различающиеся массовыми числами.

Относительная атомная масса представляет собой среднее арифметическое массовых чисел всех изотопов данного химического элемента.

Задание 1. Определите число протонов, нейтронов и электронов в атоме изотопа фосфора ³¹Р.

В периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева (ПС) фосфор имеет атомный номер 15. Следовательно. Заряд его ядра +15. Значит, в ядре расположены 15 протонов, общее число электронов а атоме - 15. Число нейтронов N= 31-15 = 16.

По современным представлениям электрон в атоме имеет двойственную природу (частица и волна одновременно). Электрон не имеет определенной координаты в пространстве, не перемещается по траектории. Говорят о его вероятностном нахождении в каждой точке пространства.

Электронное облако (орбиталь) - область пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно нахождение электрона. Состояние электронов в атоме описывают набором квантовых чисел. Для каждого электрона данного атома набор из 4 квантовых чисел индивидуален.

Квантовые числа.

1. Главное квантовое число (n) характеризует энергию электрона и его удаленность от ядра. Электроны с равным запасом энергии и одинаково удаленные от ядра объединяют в один энергетический уровень.

n = 1, 2, 3 … 7 Чем меньше значение n, тем ближе расположен электрон к ядру, тем сильнее он притягивается к ядру, запас энергии таких электронов минимален. Численное значение n равно номеру энергетического уровня, на котором можно расположить электрон.

Зная n, можно рассчитать максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. сколько электронов имеют примерно одинаковый запас энергии.

N = 2 · n², где N - максимальное число электронов

При n = 1 N= 2

n= 2 N= 8

n= 3 N=18 и т. д.

2. Орбитальное (побочное) квантовое число (l)- описывает форму электронной орбитали. Если орбиталь имеет сферическую форму, ее называют s-орбиталью, если форма гантелеобразная - р-орбиталь. Еще более сложные формы получили название d-орбитали и f-орбитали.

О s-орбиталь ∞ -р-орбиталь

Электроны с одинаковым запасом энергии могут занимать различную по форме область пространства, в этом случае говорят о подуровне (s, p, d, f- подуровни).

3. Магнитное квантовое число (m_l) - характеризует ориентацию орбитали в пространстве:

-s-орбиталь всегда одна, так как вращение ее в трехмерном пространстве к изменению расположения не приводит.

-р-обитали могут быть ориентированы по осям x, y, z . Следовательно, они могут располагаться в одном из трех взаимно перпендикулярном положении.

-d-орбиталей насчитывают 5 штук (по разному ориентированных в пространстве), f-орбиталей должно быть 7 и т.д.

На схеме будем показывать каждую из возможных орбиталей прямоугольником □ или черточкой -.

s -

p - - -

d - - - - -

4. Спиновое квантовое число (m_s) - описывает вращение электронов вокруг своей оси (по или против часовой стрелки). На схеме различное вращение электронов показывают стрелками ↑ или ↓.

Принципы заполнения электронных орбиталей:

1. На одной орбитали не может находиться более двух электронов.

2. При заполнении орбиталей одного подуровня наиболее устойчиво состояние, при котором число неспаренных электронов наибольшее.

(направление вращения электронов одинаково).

3.Порядок заполнения подуровней определяется принципом

наименьшей энергии:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d

Задание 2. Построить графическую схему и составить электронную формулу атома углерода.

2s 2p

₊₆С

1s

Так как углерод расположен во втором периоде, электроны располагаем на двух энергетических уровнях. В итоге на первом завершенном уровне расположили 2 электрона. А на втором (внешнем), незавершенном уровне расположили 4 электрона, что соответствует IV группе ПС.

Электронная формула атома 1s² 2s²2p²

Определим возможные валентные состояния и степени окисления атома в соединениях. Так как на 2р-подуровне (в основном состоянии) находятся 2 неспаренных электрона, валентность атома II. Степень окисления возможна +2 (р-подуровень будет пустым). На р-подуровне имеется одна пустая орбиталь, поэтому возможно «возбужденное» состояние. При этом один из спаренных электронов с 2s-подуровня перейдет на свободную 2р-орбиталь. В итоге на внешнем уровне окажется 4 неспаренных электрона. На последующей схеме показан только внешний энергетических уровень, содержащий валентные электроны.

₊₆С^* … 2s 2p

Так как в возбужденном состоянии 4 неспаренных электрона, возможна валентность IV и степень окисления +4 или -4 (энергетически равнозначно удаление 4 электронов и присоединение еще 4 электронов до завершения энергетического уровня).

Задание 3. Составьте электронную формулу атома с атомным

номером 23, определите его возможные валентности и степени окисления, укажите положение элемента в ПС, составьте формулы высшего оксида и гидроксида.

Электронная формула показывает размещение 23 электронов:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³

Валентные электроны расположены на 4s и 3d подуровнях. Внешних электронов - 2 (4s - подуровень). Следовательно, атом образует простое вещество - металл, химический элемент расположен в 4 периоде, в V группе, побочной подгруппе (незавершен d-подуровень) - это ванадий. Элемент относится к семейству d-элементов (последний электрон поместили на d-подуровень).

₊₂₃V 3d 4s 4p

Валентные возможности II, III, V

Степени окисления 0, +2, +3, +5

Высший оксид V₂O₅ кислотный оксид

Высший гидроксид HVO₃

Обратите внимание! Высшая степень окисления равна номеру группы в ПС. Низшая степень окисления у металлов - 0, а у неметаллов - число электронов, недостающее до завершения электронного уровня (рассчитываем по формуле «8 - №группы»).

Задание 4. Определите положение элементов в ПС, назовите их высшую и низшую степень окисления:

а) … 2s² б) … 3d¹⁰ 4s² 4p³ в) … 3d⁵ 4s²

Электронная формула

Период

Группа, подгруппа

Символ элемента

Высшая степень окисления

Низшая степень окисления

… 2s²

2

II - А

Ве

+3

0

…3d¹⁰ 4s²4p³

4

V -А

Аs

+5

-3

… 3d⁵ 4s²

4

VII-В

Mn

+7

0

Номер периода определяем по значению наибольшего энергетического уровня. Номер группы - сумма валентных электронов (еа внешнем уровне и на незавершенном предвнешнем). В побочной подгруппе расположены элементы с незавершенными d и f-подуровнями.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Составьте графические схемы, электронные формулы атомов, определите валентные возможности, степени окисления, составьте формулы высших оксидов и гидроксидов следующих химических элементов: а) хлор, б) кислород, в) цирконий, г) неон, д) аргон.

2. Определите массовую долю кислорода (в %) в высших оксидах а) селена; б) фосфора

3. Рассчитайте объем воздуха (н.у.), затраченный на сжигание 42 г сероуглерода CS₂, если содержание кислорода в воздухе составляет 21%.

4. Составьте химические формулы высших оксидов и гидроксидов элементов № 55, 43 и 39. Определите их характер. Составьте уравнения возможных химических реакций взаимодействия полученных оксидов и гидроксидов с растворами бромоводородной кислоты и гидроксида калия.

ЗАНЯТИЕ 4

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 2

СОСТАВЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ФОРМУЛ И ГРАФИЧЕСКИХ СХЕМ АТОМОВ.

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА ПО ПОЛОЖЕНИЮ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ

ЗАДАНИЕ № 1

1. Сколько орбиталей содержит s-, p-, d-, f- подуровени? Укажите максимально возможное количество электронов на этих орбиталях.

2. Определите число подуровней, орбиталей и число электронов на этих орбиталях на 5-м энергетическом уровне.

3. Укажите физический смысл номера периода и номера группы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева.

4. Назовите составные части ядра атома химического элемента. Как найти число этих частиц в ядре?

5. Что положил в основу классификации химических элементов Д.И.Менделеев? Что на современном этапе принимают за основную характеристику атома?

ЗАДАНИЕ № 2

1. В атоме хлора число полностью заполненных энергетических подуровней равно:

а) 4 б) 3 в) 2 г) 13

2. К электронному р-семейству относится элемент:

а) натрий б) кремний в) кобальт г) бериллий

3. Электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ соответствует атому элемента с порядковым номером:

а) 11 б) 10 в) 26 г) 17

4. Атому благородного газа соответствует электронная формула:

а) 1s²2s²2p⁸ б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

в) 1s²2s²2p⁶ г) 1s²2s²2p⁶3s⁶3p²

5. Электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня …4s²3d¹⁰ имеет атом

а) магния б) кальция в) цинка г) кобальта

ЗАДАНИЕ № 3

Дайте характеристику химического элемента по его положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

1 вариант - ГЕРМАНИЙ 4 вариант - ИНДИЙ

2 вариант - СТРОНЦИЙ 5 вариант - СЕЛЕН

3 вариант - ГАЛЛИЙ

ЗАДАНИЕ № 4

1. Формула высшего оксида и гидроксида элемента с электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня …3s²3p²

а) ЭО и Э(ОН)₂ б) ЭО₂ и Э(ОН)₄

в)Э₂О₃ и Э(ОН)₃ г)ЭО₂ и Н₂ЭО₃

2. Формула высшего оксида элемента с электронной формулой

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²

а) Э₂О₃ б) ЭО₃ в) Э₂О₅ г) Э₂О₇

3. Элементы V группы главной подгруппы образуют высший оксид и гидроксид состава:

а) Э₂О₅ и НЭО₂ б) Э₂О₃ и НЭО₃

в) Э₂О₅ и НЭО₃ г) Э₂О₃ и НЭО₂

4. Электронная формула внешнего энергетического уровня атома элемента, имеющего формулу газообразного водородного

соединения ЭН₃, - это:

а) 3s²3p² б) 2s²2p⁴ в) 3s²3p⁵ г) 2s²2p³

5. Амфотерные оксид и гидроксид образует элемент с электронной конфигурацией

а) …3s²3p² б) … 3s² в) …2s² г) …2s²2p²

ЗАДАНИЕ № 5

1. Определите, у какого вещества из пары сильнее выражены кислотные свойства:

а) H₂S и H₂Se; б) HMnO₄ и H₂ReO₄

2. Определите, у какого вещества из пары ярче выражены окислительные свойства:

а) Si и S; б) As и Sb

3. Определите, у какого вещества из пары сильнее выражены основные свойства:

а)Са(ОН)₂ и Zn(ОН)₂; б)Sn(ОН)₂ и Pb(ОН)₂

4. Определите, у какого вещества из пары ярче проявляются восстановительные свойства:

а) Ge и Sn; б)Sr и Zn

5. Определите, у какого вещества из пары сильнее выражены кислотные свойства:

а) Н₂Se и НВr; б)Н₂CrO₄ и HMnO₄

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

(КОВАЛЕНТНАЯ, ИОННАЯ, ВОДОРОДНАЯ).

ВЕЩЕСТВА МОЛЕКУЛЯРНОГО

И НЕМОЛЕКУЛЯРНОГО СТРОЕНИЯ

Химическая связь - это силы, которые соединяют отдельные атомы в молекулы, ионы или кристаллы. Атомы вступают в химические связи с другими атомами с целью завершения внешнего энергетического уровня (перейти в более устойчивое состояние.)

Ковалентная связь - это химическая связь, возникающая в результате образования общей электронной пары между взаимодействующими атомами. Для создания ковалентной связи путем обменного механизма каждый атом должен иметь один или несколько неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне, причем эти неспаренные электроны должны иметь противоположный спин (иначе они не смогут образовать пару электронов).

Неполярная ковалентная связь (НКС) образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Δ ЭО = 0

Полярная ковалентная связь (ПКС) образуется между атомами с незначительной разностью в электроотрицательности.

Δ ЭО < 1,7

Ионная связь - это связь между противоположно заряженными ионами, осуществляемая электростатическим притяжением. Она образуется в том случае, если электроотрицательности атомов резко различны.

Δ ЭО >1,7

Задание 1. Определите тип химической связи в соединениях NaI

и Na₂O. Составьте схемы образования этих соединений.

NaI ЭО (Na) = 0,93

ЭО (I) = 2,21

Δ ЭО = 2,21 - 0,93 = 1,28 < 1,7 связь ковалентная полярная

Na расположен в I группе ПС, значит на внешнем уровне содержится 1 электрон. I расположен в VII группе, на его внешнем уровне - 7 электронов.

· · · ·

Na · + · I :  Na : I : (электронная формула)

· · · ·

_{δ+ δ-}

Na  I (графическая формула)

В графической формуле одна черточка (одна химическая связь) соответствует одной общей паре электронов. Направление стрелки соответствует смещению электронной плотности к атому с большим значением электроотрицательности.

Na₂O ЭО(Na) = 0,93

ЭО (O) = 3,50

Δ ЭО = 3,50 - 0,93 = 2,57 > 1,7 связь ионная

При образовании ионной связи происходит полная передача электронов от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью.

· · ··

Na · + · O · + · Na  [Na] ⁺ [: O :] ^2- [Na] ⁺

· · ··

катион анион катион

Донорно-акцепторная связь может рассматриваться как разновидность ковалентной связи. Один атом (донор) имеет готовую пару электронов, а другой атом (акцептор) имеет свободную электронную орбиталь.

А : + □ В  А : В

^{донор акцептор ковалентная связь}

Такой вид связи имеет место при образовании иона гидроксония Н₃О ⁺, иона аммония NH₄⁺ и других частиц.

·· · · +

Н : О : H + □ Н⁺  H : O : H

·· · ·

H

Ковалентная связь наиболее прочная. Она характеризуется направленностью и насыщенностью.

Направленность связи определяется формой электронных орбиталей, несущих неспаренный электрон (s- или p-орбиталь).

Насыщенность связи - это способность атома образовывать определенное ограниченное число ковалентных связей (зависит от числа неспаренных электронов).

В целом, химическая связь характеризуется:

• энергией связи - энергией, необходимой для разрыва данной химической связи;

• длиной связи - расстоянием между ядрами атомов в молекуле (зависит от радиуса атома и степени перекрывания электронных облаков);

• кратностью связи (числом ковалентных связей между двумя атомами).

Наиболее прочная химическая связь имеет наибольшую энергию, наименьшую длину и большую кратность.

Металлическая связь образуется в кристаллах металлов и их сплавах за счет свободных электронов, которые удерживают в узлах металлической решетки атомы и катионы металлов.

Водородная связь в отличие от вышеперечисленных связей является межмолекулярной. Она образуется между электроположительным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы. Водородная связь удерживает молекулы на достаточно близком расстоянии, что значительно повышает температуры кипения вещества, обеспечивает устойчивое жидкое агрегатное состояние при нормальной температуре.

δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ-

H - F + H - F  H - F --- H - F

Задание 2. Определите в каком соединении наиболее выражен ионный характер связи: HCl, KCl, LiCL, NaCl.

Для определения ионности связи достаточно просчитать разность электроотрицательности атомов в соединении. Наибольшая разность в электроотрицательности и будет соответствовать наиболее выраженному ионному характеру связи.

HCl Δ ЭО = 2,83 - 2,1 = 0,73

LiCl ΔЭО = 2,83 - 0,97 = 1,86

KCl ΔЭО = 2,83 - 0,91 = 1,92

NaCl ΔЭО = 2,83 - 0,93 = 1,90

Наиболее ионный характер связи в соединении KCl.

Задание 3. Определите, в каком соединении наименьшая длина связи: H₂S, SF₆, SO₂, SO₃.

Так как все предложенные соединения содержат атом серы, длина связи будет определяться радиусом второго атома в соединении. Водород расположен в 1 периоде, его радиус должен быть минимальным. Но атомы кислорода и фтора расположены в конце 2 периода, а как известно, с увеличением заряда ядра атома в периодах происходит сжатие атомов, что приводит к уменьшению радиуса атомов. Поэтому радиус фтора оказывается меньше, чем радиус водорода, следовательно, наименьшей длиной связи обладает соединение HF.

Задание 4. Составить структурные формулы следующих соединений: СО₂, Н₂СО₃, Са(ОН)_.

При составлении структурных формул неорганических соединений следует учитывать 2 особенности: во-первых, как правило, значение степени окисления равно валентности, то есть числу химических связей, во-вторых, в молекуле не могут находиться рядом атомы с положительными или отрицательными значениями степеней окисления, знаки зарядов должны чередоваться.

_{+4 -2}

1) СО₂ Атом углерода образует 4 химических связи, а каждый атом кислорода - по 2 связи

О = С = О

_{+1 +4 -2}

2) Н₂СО₃ Н ─ О ─ С ─ О ─ Н

║

О

_{+2 -2 +1}

3) Са(ОН)₂ Н ─ О ─ Са ─ О ─ Н

Задание 4. Рассчитав полярность химической связи докажите, что соединение HCLO диссоциирует с образованием катиона водорода (т.е. является кислотой), а соединение CsOH диссоциирует с образованием гидроксид-иона (т.е. является основанием).

Определим полярность всех химических связей в предложенных веществах:

Δ Э.О. (H-Cl) = 2,83 - 2,1 = 0,73

Δ Э.О. (Cl-O) = 3,5 - 2,83 = 0,67

Более полярная связь H-Cl, следовательно, именно она и будет разрываться при диссоциации. HClO  H⁺ + ClO^-

Δ Э.О. (Cs-O) =3,5 - 0,86 = 2, 64

Δ Э.О. (O-H) = 3,5 - 2,1 = 1,4

Более полярная связь Сs-O, следовательно, остается неразрывной частица ОН: CsOH  Cs⁺ + OH^-

Кроме того, можно сделать вывод о силе предложенных кислоты и основания. Кислота слабая. Так как различие в полярности связей в молекуле не велико, а основание сильное, так как различие в полярности рассмотренных связей велико.

Таблица 4

Типы кристаллических решеток

Тип кристалли-

ческой решетки

Частицы в узлах решетки

Химическая связь между узлами решетки

Примеры веществ

Физические и химические свойства веществ

Атомная

Атомы

Ковалентная (наиболее прочная)

Алмаз, кремний кристаллический, кварц, бор

Очень высокие температуры кипения и плавления, высокая твердость, не проводят электрический ток и тепло, нерастворимы.

Ионная

Катионы и анионы

Электро-

статическое притяжение

Соли, оксиды, гидроксиды

Высокая твердость, хрупкость, тугоплавкость, диссоциируют при растворении в воде, водные растворы проводят электрический ток

Молекулярная

Молекулы полярные

и неполяр-

ные

Слабые межмолеку-

лярные силы

Галогены, сухой лед СО₂, лед Н₂О, большинство органических веществ

Малая твердость, низкие температуры кипения и плавления, летучи,

не проводят электр. ток, нерастворимы в воде.

Металли-

ческая

Катионы

и атомы металлов, свободные электроны

Притяжение катионов металла и электронов

Металлы

и сплавы

Тепло- и электропроводность ковкость, пластичность,

наличие металлического блеска

Задания для самостоятельного выполнения

1. Среди предложенных веществ определите соединения с ионной, атомной, молекулярной и металлической решеткой:

AlCl₃, BaO, NH₃, Cu/Ag, SiO₂, Fe₂(SO₄)₃, H₂SO₄, Fe₂O₃, N₂, C₃H₈.

2. Составьте схемы образования соединений:Br₂, HBr, NaBr.

3. Составьте структурные формулы соединений SO₂, H₂S, HCN. Охарактеризуйте полярность, кратность связей.

4.Расположите молекулы: F₂, H₂S, HCl, H₂O, CH₄, BeH₂ в порядке убывания полярности связи.

5. Прочность связи увеличивается в ряду:

а) H₂O - H₂S б) NH₃ - PH₃

в) CS₂ - CO₂ г) N₂ - O₂

6. Из приведенных веществ выберите соединения с ионной связью: SCl₂, SiO₂, AlCl₃, F₂, CaCl₂, K₂O_. Составьте схемы образования соединений с ионной связью.

7.Рассчитав полярность химической связи, обоснуйте правильность записи химической формулы гидроксида индия: In(OH)₃ или H₃InO₃. Гидроксид индия проявляет кислотные, амфотерные или основные свойства?

ЗАНЯТИЕ 5

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Неорганические вещества делятся на простые (металлы, неметаллы, благородные газы) и сложные (оксиды, гидроксиды, соли и бинарные соединения).

Оксиды - соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Общая формула оксидов Э_xO_y. По химическим свойствам оксиды классифицируют на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды, как правило, образованы неметаллами со степенью окисления +1 и +2, им не соответствуют гидроксиды.

Солеобразующие

оксиды

 основные - образованы металлами со степенью окисления +1 и +2, им соответствуют основания

 амфотерные - образованы металлами со степенью окисления +3 и +4, а также оксиды BeO, ZnO, PbO, SnO, им соответствуют амфотерные основания

 кислотные - образованы металлами со степенью окисления +5 и выше, неметаллами со степенью окисления +3 и выше, им соответствуют кислоты

Гидроксиды, так же как и солеобразующие оксиды, классифицируют на основные, амфотерные и кислотные.

Основания (основные гидроксиды)- соединения, в состав которых входит катионы металла и один или несколько гидроксид-ионов ОН^-. Общая формула оснований Ме ^{n +} (OH)^-_n.

Кислоты (кислотные гидроксиды)- соединения, в состав которых входят катионы водорода и анионы кислотного остатка. Общая формула кислот Н⁺_n Ост^n-.

Соли - соединения, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков. Общая формула солей Ме_x^{y +} Ост_y^{x -}.

Соли по составу классифицируют на средние (Na₂SO₄), кислые (NaHSO₄), основные ((CaOH)₂SO₄), двойные (KNaSO₄) и смешанные (CaClBr).

Задание 1. Определите характер следующих оксидов: ВаО, NO, CrO₃, BeO, N₂O₃

BaO - оксид образован катионом бария со степенью окисления +2. Следовательно, оксид основный.

NO - оксид образован атомом неметалла со степенью окисления +2. Оксид несолеобразующий.

CrO₃ - оксид образован катионом металлом со степень окисления +6. Оксид кислотный.

N₂O₃ - оксид образован атомом неметалла со степенью окисления +3. Оксид кислотный.

Составление формул неорганических соединений

При составлении формул сложных веществ удобно пользоваться одним общим правилом:

1) записать на первом месте частицу (атом или группу атомов) с положительным зарядом, затем правее частицу с отрицательным зарядом;

2) указать величину и знак заряда каждой из частиц;

3) найти наименьшее общее кратное для величин зарядов;

4) определить индексы, необходимые для составления химической формулы, путем деления наименьшего кратного на величину заряда частицы.

Например, составим формулы фосфида калия, нитрата алюминия и бромида дигидроксоалюминия.

_{_}

К₃^{+ 1}Р^{- 3} - фосфид калия Аl^{+ 3} (OH)₃ - нитрат алюминия

_{_ _}

Аl (OH)₂Br - бромид дигидроксоалюминия

(катион Al(OH)₂⁺содержит ион алюминия и две гидроксогруппы, суммарный заряд катиона 1+; анион Br^- имеет заряд 1-; следовательно, индексы при катионе и анионе равны единице и не записываются).

Задание 2. Составить формулы соответствующих оксидов и гидроксидов: SO₂, Cr₂O₃, HMnO₄, KOH.

SO₂ - оксид серы (IV), так как оксид образован неметаллом со степенью окисления +4, он является кислотным оксидом. Кислотному оксиду соответствует кислотный гидроксид (кислота), в котором кислотообразующий элемент имеет такую же степень окисления, что и в оксиде. Последующие примеры разбираются аналогично.

_{+4 +4}

1) SO₂ H₂SO₃

при составлении формулы кислоты удобно мысленно прибавить к составу оксида молекулу воды

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ (р. соедин.)

_{+3 +3}

2) Cr₂O₃ Cr(OH)₃

оксид хрома (III) является амфотерным, ему соответствует амфотерное основание.

_{+7 +7}

3) HMnO₄ Mn₂O₇

HMnO₄ кислотный гидроксид, степень окисления марганца +7

_{+1 +1}

4) КОН  К₂О

KOH - основание, степень окисления калия +1

Задание 3. Проанализируйте возможность реакции гидроксида лития LiOH со следующими веществами: оксид

фосфора (V), оксид бария, нитрат натрия, хлорид железа (III), гидросульфат натрия.

Гидрксид лития LiOH является растворимым основанием, т.е. щелочью. Он может вступать в реакции с кислотами, кислотными оксидами и кислыми солями, амфотерными соединениями. В предложенном перечне веществ это оксид фосфора (V) - кислотный оксид, гидросульфат натрия - кислая соль.

1) 2LiOH + P₂O₅ = 2 LiPO₃ + H₂O (р. обмена)

(мысленно добавим молекулу воды к кислотному оксиду

H₂O + P₂O₅ = 2 HPO₃ или 3 Н₂О + Р₂О₅ = 2 Н₃РО₄)

2) 2LiOH + 2NaHSO₄ = Na₂SO₄ + Li₂SO₄ + 2 H₂O (р. обмена)

С оксидом бария - основным оксидом - щелочь реагировать не может.

Соли со щелочами вступают в реакции ионного обмена, если реакции протекают необратимо, то есть «до конца».

3) LiOH + NaNO₃  взаимодействие не происходит, реакция обратима, так как и исходные вещества, и продукты реакции растворимы в воде и являются сильными электролитами.

4) 3 LiOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃↓ + 3 LiCl₃ реакция практически осуществима, так как образуется осадок гидроксида железа (III). При выполнении подобных заданий опирайтесь на нижеприведенную таблицу 1

Таблица 1

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Металл

Основный оксид

Основание

Основная соль

Средняя соль

Неметалл

соль

(по реакции соединения)

со щелочами особым образом (ОВР)

Кислотный оксид

соль

(по реакции соединения)

соль + вода

(со щелочами)

если выделяется летучий оксид

Кислота

если металл стоит в ряду напряжений до Н

соль + вода

соль + вода

средняя соль + вода

если вытесняет-ся слабая кислота, образуется осадок или газ

Кислая соль

возможно с активными металлами

средняя соль + вода

средняя соль + вода

Средняя соль

с металлами более активными, чем металл, образовав-ший соль

если образуется нераство-римое основание

(со щелочами)

если образуется нерастворимая соль

Вода Н₂О реагирует с растворимыми соединениям: растворимые оксиды образуют соответствующие гидроксиды (CrO₃ + H₂O  H₂CrO₄ ), соли образуют кристаллогидраты например, CuSO₄ + 5 H₂O  CuSO₄ · 5 H₂O.

Таблица 2

Номенклатура неорганических соединений

Класс неорганических соединений

Химическая формула

Название вещества

Принцип составления названия

Оксиды

Fe₂O₃

Оксид железа (III)

Используют русское название элемента, степень окисления указывают только для элементов с переменной степенью окисления.

Основания

Ва(ОН)₂

Гидроксид бария

Аналогично

Кислоты

H₂SO₄

Серная кислота

Используются суффиксы -н, -ов, если степень окисления кислотообразующего элемента максимально возможная.

H₂SO₃

Сернистая кислота

Используется суффикс

-ист, если степень окисления кислотообразующего элемента ниже максимально возможной.

Средние соли

Na₂SO₄

Сульфат натрия

Кислотный остаток в именительном падеже, катион металла в родительном падеже.

Кислые соли

NaHSO₄

Гидросульфат натрия

Наличие катиона водорода в кислотном остатке - приставка гидро- или дигидро -(если катионов водорода два)

Основные соли

(CaOH)₂SO₄

Сульфат гидроксокальция

Приставка гидроксо- в названии катиона указывает на наличие гидроксид- ионов

Двойные соли

KnaSO₄

Сульфат калия-натрия

Аналогично средним солям, называются оба катиона металла

Смешанные соли

CaClBr

Хлорид-бромид кальция

Аналогично средним солям, называются оба кислотных остатка

Обратите внимание, в названии кислотного остатка степень окисления кислотообразующего элемента отражается соответствующим суффиксом: высшая степень окисления -АТ; промежуточная степень окисления -ИТ; низшая степень окисления -ИД. Например, теллурат Na₂TeO₄, теллурит Na₂TeO₃, теллурид Na₂Te.

Задание 4. Составьте уравнения химических реакций возможных взаимодействия оксида цинка с растворами серной кислоты и гидроксида натрия.

Оксид цинка ZnO является амфотерным, т.е. он проявляет двойственный характер - взаимодействует и с растворами кислот, и с растворами щелочей.

1) ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

В этом уравнении оксид цинка можно рассматривать как основный оксид, так как он реагирует с кислотой. Полученная соль содержит катион Zn²⁺ (из основного оксида) и анион кислотного остатка серной кислоты.

2) ZnO + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

В данном уравнении оксид цинка рассматривается как кислотный, так как он взаимодействует с раствором щелочи. Полученная соль содержит катион Na⁺ (из основания) и анион кислотного остатка цинковой кислоты. Чтобы получить анион кислотного остатка мысленно прибавили к оксиду цинка молекулу Н₂О.

Обратите внимание! Кислые соли, являются продуктом неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот. Основные соли, являются продуктом неполного замещения гидроксид-ионов в молекулах многокислотных оснований. Рассмотрим примеры взаимного перехода средних, кислых и основных солей:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2 H₂O

(CuOH)₂SO₄ + 2 HCl = CuSO₄ + CuCl₂ + 2 H₂O

Cu(HSO₄)₂ + 2 NaOH = CuSO₄ + Na₂SO₄ + 2 H₂O

CaCO₃ + H₂O · CO₂ = Ca(HCO₃)₂

(CaOH)₂CO₃ + H₂O · CO₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O

(CaOH)₂CO₃ + 3 H₂O · CO₂ = 2 Ca(HCO₃)₂ + 2 H₂O

^{(большой избыток кислоты)}

Задание для самостоятельного выполнения

1. Дайте названия химическим соединениям, укажите, к какому классу неорганических веществ они относятся: Ba(OH)₂, HPO₃, (ZnOH)₂SO₄, Cu₂O, KH₂PO₄, N₂, H₂Se, N₂O, H₃AsO₄.

При составлении названий веществ используйте сведения из таблицы 2.

2. Составьте химические формулы названных веществ: оксид азота (I), мышьяковистая кислота, теллурид натрия, гидроксид хрома (III), хлорная кислота, гидросульфид алюминия, оксид титана (IV), нитрат гидроксостронция, нитрит дигидроксохрома (III).

3. Запишите формулы гидроксидов, соответствующих названным оксидам: PbO, N₂O₃, MoO₂, Ga₂O₃, TeO₃, Cs₂O. Составьте формулы средних солей, образованных этими гидроксидами. Назовите соли.

4. Составьте уравнения возможных химических реакций взаимодействия: гидроксида алюминия с азотной кислотой, гидроксидом калия, гидроксидом меди (II), оксидом бария, оксидом углерода (IV).

5. Составьте уравнения возможных взаимодействий (попарно) между веществами: бромоводородная кислота, гидрокарбонат кальция, гидроксид кальция, хлорид меди (II).

6. Осуществите превращение по схеме. Назовите полученные неорганические вещества:

C  CO₂ MgCO₃ Mg(HCO₃)₂ MgCO₃ MgO  MgSO₄ MgCl₂ Mg(OH)₂ MgO

ЗАНЯТИЕ 6

ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ СВОЙСТВА КИСЛОТ, СОЛЕЙ И ОСНОВАНИЙ

В СВЕТЕ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД)

Дисперсные системы - это гетерогенные системы, в которых одно или несколько веществ в виде мелких частиц распределены в другом веществе. Дисперсия означает рассеяние, раздробление. Частицы состоят из множества молекул, атомов, ионов.

Растворы - это однородные системы, состоящие из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия (например, гидратированных ионов, кристаллогидратов и т.д.). Растворение веществ следует рассматривать как физико-химический процесс:

1)физическая сторона - распад молекул или кристаллов растворенного вещества на ионы, диффузия ионов или молекул растворенного вещества между молекулами растворителя - протекает с поглощением или затратой энергии, это эндотермический процесс;

2) химическая сторона - взаимодействие ионов или молекул растворенного вещества с молекулами растворителя - протекает с выделением энергии, это экзотермический процесс.

Физические процессы заключаются в разрыве имеющихся химических связей, а химические процессы - в образовании новых химических связей. Преобладание физического или химического процесса обнаруживается экспериментально при растворении веществ (нагревание или охлаждение раствора).

В зависимости от агрегатного состояния растворителя, растворенного вещества разделяют растворы на жидкие, твердые и газообразные.

В зависимости от количественного соотношения растворителя и растворенного вещества растворы бывают концентрированными и разбавленными.

В зависимости от возможности растворения вещества в заданной массе растворителя (100 г) при данной температуре растворы могут быть ненасыщенными, насыщенными и пересыщенными.

Способы выражения концентрации растворов

Концентрация раствора определяется массой или количеством растворенного вещества, содержащегося в определенном объеме или массе раствора (растворителя).

Массовая доля растворенного вещества (ω) равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора. Массовая доля - это безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или в процентах.

ω = ∙

Для расчета массы раствора могут использоваться формулы:

m(раствора) = m(вещества) + m(растворителя)

m(раствора) = V_{раствора} · ρ_{раствора}

Молярная концентрация растворенного вещества (С) равна отношению количества вещества (ν_{раств. вещ.}) к объему раствора (V), единица измерения - моль/л.

C = ν / V =

Задание 1. Определите молярную концентрацию раствора бромида натрия, если массовая доля соли в этом растворе равна 10%, а плотность раствора 1,1 г/мл.

Дано:

ω = 10% = 0,1

ρ = 1,1 г/мл

V_р-ра = 1 л

Найти

С -?

Решение.

Объем раствора равный 1 л выбран произвольно, так как характеристика раствора (плотность,

концентрация) не зависят от величины выбранного образца.

1) m_р-ра = V· ρ = 1000 мл · 1,1 г/мл = 1100 г

2) m_в-ва = ω · m_р-ра = 0,1 · 1100 г = 110 г

3) M(NaBr) = 103 г/моль

4) ν(NaBr) = m_в-ва / М = 110 г : 103 г/моль = 1,07 моль

5) С = ν / V = 1,07 моль / 1 л = 1,07 моль/л

Ответ: С = 1,07 моль/л\

Электролиты - это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Это, как правило, соли, кислоты, щелочи, т.е. вещества ионного строения.

Электролитическая диссоциация - это процесс распада электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя (чаще всего воды).

Кислоты - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода Н⁺.

HNO₃ = H⁺ + NO₃^-

Щелочи - электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид - анионы ОН^-

NaOH = Na⁺ + OH^-

Соли - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Na₂SO₄ = 2 Na⁺ + SO₄^2-

Кислые соли - хорошо растворимые электролиты, они диссоциируют ступенчато (аналогично многоосновным кислотам)

Ca(HSO₄ )₂= Ca²⁺ + 2HSO₄^-HSO₄^- = H⁺ + SO₄^2-

Основные соли - малорастворимые вещества. Эти электролиты диссоциируют только по первой ступени.

ВaOHNO₃ = BaOH⁺ + NO₃^-

При составлении уравнений ионного обмена (реакции, протекающие между растворами веществ) следует учитывать, что сильные электролиты в растворе присутствуют в виде ионов, а не молекулярных или ионных соединений. Сильные электролиты в ионно-молекулярных уравнениях записываются в виде ионов, а слабые электролиты - в виде молекул

Сильные электролиты:

• растворимые соли

• кислоты HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄, H₂CrO₄, HCl, HBr, HI

• растворимые в воде основания щелочных и щелочноземельных металлов (Са(ОН)₂ хотя и малорастворимое соединение)

Задание 2. Составить ионно - молекулярное уравнение взаимодействия раствора хлорида меди (II) с раствором сероводородной кислоты.

CuCl₂ + H₂S = CuS + 2 HCl

Соль СuCl₂ растворима в воде, это сильный электролит, записываем ее в виде ионов.

Кислота H₂S- слабый электролит, следовательно, запишем ее в виде молекулы.

CuS - нерастворимая соль (осадок), запишем в виде молекулы.

HCl - сильная кислота, запишем в виде ионов.

Составим полное ионно-молекулярное уравнение.

Cu²⁺ + 2 Cl ^- + H₂S = CuS ↓ + 2H⁺ + 2 Cl ^-

Так как ионы хлора в ходе реакции не изменились (по 2 иона в левой и в правой части уравнения), их можно как участников химического превращения не рассматривать (сократить). Составим сокращенное ионно-молекулярное равнение.

Cu²⁺ + H₂S = CuS ↓ + 2 H⁺

Реакции ионного обмена протекают до конца (реакции практически осуществимы), если выполняется хотя бы одно из условий: образование осадка, выделение газа, образование слабого электролита (например, воды). Другими словами, одно из веществ должно быть выведено из среды раствора.

Задание 3. Осуществите превращение по схемам:

а) FeCl₃  Fe(OH)₃ б) Na₂SO₄  NaCl

а) В данном случае исходное вещество растворимо в воде (сильный электролит), а продукт реакции - нерастворимое вещество. При этом условии уже учтено выполнения одного из условий протекания реакции обмена до конца. Единственная задача - подобрать правильно второе исходное вещество. Оно должно содержать гидроксид-ион ОН^-, второе условие - вещество должно быть растворимым. Следовательно, к FeCl₃ необходимо прибавить раствор щелочи (NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и т.д.)

FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃ ↓ + 3 NaCl

Fe³⁺ + 3 OH^- = Fe(OH)₃ ↓

б) Оба вещества, исходное и полученное, растворимы в воде. Следовательно, при подборе реагента необходимо учитывать следующие требования: вещество должно быть растворимо в воде (соли реагируют по реакциям обмена с растворимыми кислотами, основаниями, солями); второй продукт реакции должен образоваться в виде осадка, газообразного вещества или воды, иначе реакция не пройдет до конца, т.е. не будет практически осуществимой.

По условию в виде осадка придется получать вещество, содержащие анионы SO₄^2-, это могут быть BaSO₄, PbSO₄, CaSO₄, Ag₂SO₄. Следовательно, в левую часть уравнения необходимо ввести растворимое соединение, содержащие катионы Ba²⁺, Pb²⁺, Ca²⁺, Ag⁺ и анионы Сl^-. Соединения AgCl и PbCl₂ не растворимы. Можно в качестве реагента использовать соли BaCl₂ или СaCl₂.

Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2 NaCl + BaSO₄ ↓

SO₄^2- + Ba²⁺ = BaSO₄ ↓

Задания для самостоятельного выполнения

1.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения практически осуществимых химических реакций:

а) карбонат магния + хлороводородная кислота

б) нитрат ртути (II) + иодид лития

в) сульфит аммония + судьфат никеля (II)

г) нитрат цинка + хлорид алюминия

2. Составьте уравнения реакций, которые отображаются следующими сокращенными ионно-молекулярными уравнениями:

а) NH₄⁺ + OH^- = NH₃ ↑ + H₂O

б) CN^- + H⁺ = HCN

3. Осуществите превращения по схеме. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Назовите исходные и полученные вещества.

ZnO  ZnCl₂ Zn(NO₃)₂ Zn(OH)₂ ZnOHCl  ZnCl₂

4. Наибольшее число ионов образуется при диссоциации 1 моль

а) H₂SO₄ б) AlCl₃ в) Ca(ClO₄)₂ г) MgOHCl

5. Какие пары ионов не могут существовать в растворе:

а) Be²⁺ и Cl^- б) Mn²⁺ и SO₄^2-

в) Li⁺ и CO₃^2- г) K⁺ и SiO₃^2-

6. Определите объем газа (н.у.), выделившегося при взаимодействии 30 мл раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией щелочи 2 моль/л с избытком сульфата аммония.

7. В лаборатории имеется 2,5 л раствора карбоната натрия с молярной концентрацией 0,5 моль/л. Рассчитайте массу соли, которую можно получить при выпаривании всего этого раствора (плотность раствора 1,05 г/мл). Какова массовая доля соли в названном растворе?

ЗАНЯТИЕ 7

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

КИСЛОТНОСТЬ РАСТВОРОВ.

РН СРЕДЫ ИНДИКАТОРЫ

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Водные растворы индивидуальных химических веществ или смесей могут давать кислую, щелочную или нейтральную реакцию среды.

Реакция среды определяется соотношением концентрации ионов Н⁺ и ОН^-. Если преобладает концентрация катионов водорода [Н⁺], среда кислая. Если преобладает концентрация гидроксид-ионов [ОН^-], среда щелочная. Если [Н⁺] = [ОН^-], то среда раствора нейтральная.

Водородный показатель - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе.

рН = - lg [Н⁺]

Например, [Н⁺] = 10^-3 моль/л рН = 3

[Н⁺] = 10^-12 моль/л рН = 12

При рН < 7 среда кислая, при рН >7 среда щелочная, при рН =7 среда нейтральная.

Количественно концентрацию ионов водорода определяют с помощью водородного показателя рН.

Так как вода имеет нейтральную реакцию среды, при ее диссоциации [Н⁺] = [ОН^-]= 1· 10^-7 моль/л. Произведение концентраций [Н⁺] и [ОН^-] называют ионным произведением воды, оно всегда составляет постоянную величину 10^-14 моль/л.

рН + рОН = 14

Индикаторы - вещества, изменяющие окраску в зависимости от концентрации ионов Н⁺ или ОН^- в растворе.

Задание 1. Определите рН раствора, если

а) концентрация ионов водорода 10^-6 моль/л;

б) концентрация гидроксид ионов 10^-5 моль/л.

Какова окраска лакмуса фиолетового в этих растворах?

а) [Н⁺] = 10^-6 моль/л рН = 6 < 7 , среда кислая, цвет лакмуса фиолетового - красный;

б) [ОН^-] = 10^-5 моль/л, следовательно, [Н⁺] = 10^-14 / 10^-5 =

=10^-9 моль/л рН = 9 > 7 , среда щелочная, цвет лакмуса фиолетового - синий. Цвет индикаторов в различной среде указан в таблице 5.

Таблица 5

Индикаторы и их окраска

Индикатор

Окраска индикатора

Кислая среда

рН < 7

Нейтральная среда

рН = 7

Щелочная среда

рН> 7

Метиловый оранжевый

красный

оранжевый

желтый

Лакмус фиолетовый

красный

фиолетовый

синий

Фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновый

Универсальный индикатор

Оттенки красного

Желто-зеленый

Зеленый или синий

(темный)

Практически среду растворов определяют с помощью растворов индикаторов (вносят каплю раствора и наблюдают изменение его окраски), индикаторной бумаги (фильтровальная бумага, пропитанная раствором индикатора) или с помощью рН-метра - прибора, показывающий численное значение рН раствора.

Все кислоты имеют сходные химические свойства, так как в их растворах присутствует избыток катионов водорода. Поэтому при взаимодействии различных кислот с одним и тем же веществом (например, с солью) сущность взаимодействия будет одинаковой, следовательно, сокращенное ионно-молекулярное уравнение будет записываться одинаково.

2 HCl + CuS = CuCl₂ + H₂S↑

2 H⁺ + CuS = Cu²⁺ + H₂S↑

H₂SO₄ + CuS = CuSO₄ + H₂S↑

2 H⁺ + CuS = Cu²⁺ + H₂S↑

Аналогично можно проанализировать общие свойства щелочей, в растворах которых содержатся однотипные анионы - гидроксид-ионы. В растворах солей нет одинаковых ионов, но их растворы содержат катионы металлов и анионы кислотных остатков, то есть в принципе, можно говорить об однотипности состава растворов солей.

Каждая соль, растворимая в воде, является сильным электролитом. Происходит процесс диссоциации. В растворе соли находятся гидратированные ионы и молекулы воды (Н⁺ОН^-). Можно предположить, что эти частицы будут вступать в реакции ионного обмена. Любая реакция обмена идет до конца, если образуется слабый электролит (осадок, газ или вода).

Гидролиз - это взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Для составления уравнений гидролиза необходимо определить состав соли, то есть указать при взаимодействии какой кислоты и какого основания была получена данная соль. Важно определить силу электролитов - кислоты и основания.

По составу соли можно разделить на 4 типа:

• соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃, K₂S, BaS, Na₃PO₄)

• соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (AlCl₃, Zn(NO₃)₂, MnSO₄)

• соли, образованные сильными основанием и кислотой (NaCl, Ca(NO₃)₂, LiBr)

• соли, образованные слабыми основанием и кислотой (Cu(CH₃COO)₂, (NH₄)₂SO₃

Составление уравнений гидролиза солей

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Na₃PO₄

1) Диссоциация соли Na₃PO₄ = 3 Na⁺ + PO₄^3-

2) Состав соли: Na⁺ - катион сильного основания, PO₄^3- -анион

слабой кислоты. Следовательно, с молекулами воды будет реагировать анион (гидролиз идет по аниону)

3) Краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза

PO₄ ^3- + HOH HPO₄ ^2- + OH^-

Так как в растворе накапливается избыток свободных гидроксид-ионов, среда раствора щелочная, рН >7

4)Молекулярное уравнение гидролиза

Na₃PO₄ + HOH Na₂HPO₄ + NaOH

В растворе соли одновременно находятся вещества: соль ортофосфат натрия, вода, соль гидроортофосфат натрия, гидроксид натрия.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. MnSO₄

1) Диссоциация соли: MnSO₄ = Mn²⁺ + SO₄^2-

2) Состав соли: слабое нерастворимое основание Mn(OH)₂ и сильная кислота H₂SO₄

3) Краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза (гидролиз идет по катиону)

Mn²⁺ + HOH MnOH⁺ + H⁺

В растворе накапливается избыток ионов водорода, следовательно, среда раствора кислая, рН < 7

4) Молекулярное уравнение гидролиза

2 MnSO₄ + 2 HOH (MnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В растворе соли находятся сульфат марганца (II), вода, сульфат гидроксомарганца (II), серная кислота.

3. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой Сa(NO₃)₂

1) Диссоциация соли: Ca(NO₃)₂ = Ca²⁺ + 2 NO₃^-

2) Состав соли: сильное основание Са(ОН)₂ и сильная кислота HNO₃. Так как в растворе нет иона слабого электролита, то гидролиз не протекает. В растворе нет избытка ни катионов водорода, ни гидроксид-ионов, следовательно, рН = 7, реакция среды нейтральная.

4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (NH₄)₂SO₃

1) Диссоциация соли (NH₄)₂SO₃ = 2 NH₄ + SO₃^2-

2) Состав соли: слабое основание NH₄OH и слабая кислота H₂SO₃. Гидролиз идет и по катиону, и по аниону.

3) Краткие ионно-молекулярные уравнения гидролиза

NH₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺

SO₃ ^2- + HOH HSO₃ ^- + OH^-

Образовавшиеся ион Н⁺ и ОН^- образуют молекулы воды, следовательно, как продукты гидролиза будем рассматривать молекулу NH₄OH (NH₃ · H₂O) и ион HSO₃^-. Реакция среды нейтральная, рН = 7

4) Молекулярное уравнение гидролиза

(NH₄)₂SO₃ + HOH NH₃·H₂O + NH₄HSO₃

5. Совместный (полный) гидролиз.

Как отдельный случай рассмотрим образование в растворе (по реакции обмена) соли, которая полностью гидролизуется, разрушается водой.

Взаимодействие растворов NH₄Cl и К₂SiO₃ приводит к образованию солей KCl и (NH₄)₂SiO₃, последняя соль - разлагается водой.

2 NH₄Cl + K₂SiO₃ = 2 KCl +2 NH₃↑ + H₂SiO₃↓

Два продукта выходят из сферы раствора в виде газа и в виде осадка; в растворе остается растворитель вода и соль хлорид калия.

Обратите внимание! Практически при растворении солей протекает гидролиз только по первой ступени, то есть при взаимодействии 1 молекулы воды на 1 молекулы соли. Поэтому следует писать уравнения гидролиза только по первой ступени (все рассмотренные примеры гидролиза записаны именно так). Чтобы практически осуществить гидролиз по второй или третьей ступени необходимо соблюдать ряд особых условий, например, максимальное разбавление раствора, повышение температуры и т.д.

Задания для самостоятельного выполнения

1.Концентрация гидродсид - ионов в растворе равна 10^-2 моль/л. Определите рН этого раствора.

2.Составьте уравнения гидролиза солей, в растворе которых

рН < 7: CaS, MgCl₂, Ca(CN)₂, Fe₂(SO₄)₃

3.Составьте уравнения гидролиза солей, которые подвергаются гидролизу по аниону: KCl, CoCl₂, CH₃COONa, BaI₂, Na₂CO₃.

4.Заполните таблицу:

рН

2

13

7

9

6

11

4

[Н⁺]

[ОН^-]

Характер среды

Цвет метилового оранжевого в растворе

5. Изменится ли окраска индикатора метилового оранжевого в растворе при смешивании 100 г раствора с массовой долей серной кислоты 3,5% и 100 г раствора с массовой долей гидроксида натрия 3,5%?

6.Составьте уравнение взаимодействия бромида железа (III) и сульфита калия в растворе. Рассчитайте массу полученного осадка, если во взаимодействие вступают по 0,5 моль названных выше солей.

7.При помощи индикатора определите, в какой из пробирок находятся растворы сульфата натрия, нитрата алюминия, ацетата бария. Ответ подтвердите уравнениями гидролиза солей.

ЗАНЯТИЕ 8

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №1

РЕАКЦИИ ОБМЕНА МЕЖДУ РАСТВОРАМИ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель: изучить химические свойства кислот, оснований, солей с

точки зрения электролитической диссоциации. Закрепить

знания о реакциях ионного обмена между растворами электролитов, а так же умения написания ионных уравнений.

Оборудование: штатив с пробирками, растворы солей, кислот, оснований, таблица раствори­мости.

Выполняя эксперимент, помните: необходимо аккуратно наливать растворы в гнезда пластины в подносах, использованную индикаторную бумагу оставить на пластине, убрать рабочее место, вымыть руки после работы.

Перечень опытов:

1. Реакция нейтрализации.

2. Взаимодействие щелочи с сульфатом железа.

3. Взаимодействие соли с соляной кислотой.

4. Взаимодействие соли с серной кислотой.

Пояснение к работе

Задание: осуществите эксперимент, результаты работы оформите в виде таблицы:

№ опыта

Используемый реактив

Наблюдаемый признак реакции

Уравнение реакции. Вывод.

Ответьте на контрольные вопросы.

Опыт №1. К раствору азотной кислоты добавили раствор едкого калия.

Что наблюдали? Составить уравнение реакции, показать сущность (написать уравнения в молекулярной, полной и краткой ионной форме).

Опыт №2. К раствору сульфата железа (II) (1мл.) прилейте 3-4 капли щёлочи. Что наблюдали? Напишите уравнение реакции в молекулярной, полной, краткой ионной форме.

Опыт №3. К раствору соды (2мл.) прилейте раствор соляной кислоты (1мл.)

Что наблюдали? Напишите уравнения реакции в молекулярной, полной, краткой ионной форме.

Опыт №4. К раствору серной кислоты (1мл.) прилейте хлористого бария (3-5 капель). Что наблюдали? Напишите уравнение реакции в молекулярной, полной и краткой ионной форме.

Контрольные вопросы:

1. В чем сущность реакции обмена между растворами электролитов?

2. Что выражает краткое ионное уравнение?

РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАЧИ НА ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ

ЗАДАНИЕ № 1 (для 1-4 варианта)

Напишите уравнения электролитической диссоциации растворимых веществ, назовите предложенные соли.

Ca(H₂PO₄)₂ KAl(SO₄)₂ FeOH(NO₃)₂ MgClNO₃

Ba(HCO₃)₂NH₄NO₃NH₄KSO₃

ЗАДАНИЕ № 2 (для 1-4 варианта)

Допишите уравнения реакции взаимодействия веществ в молекулярной и ионной формах. Обратите внимание на тип соли, получаемой в правой части уравнения.

Al₂(SO₄)₃ + Ba(NO₃)₂  ( средняя соль)

Zn(OH)₂ + H₃AsO₄ ( основная соль)

KOH + H₂SeO₄ (кислая соль)

Назовите полученные соли.

ЗАДАНИЕ № 3

Напишите уравнение реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

1 вариант: MgO  MgSO₄  MgCl₂ MgOHCl  Mg(OH)₂

2 вариант: CO₂  CaCO₃  Ca(HCO₃)₂  CaCO₃  CaCl₂

3 вариант: Al₂O₃  AlCl₃  Al(OH)₃  NaAlO₂  NaNO₃

4 вариант: Cu(OH)₂  CuSO₄  Cu(NO₃)₂  Cu(OH)₂  CuO

ЗАДАНИЕ № 4

Сколько граммов сульфата натрия надо растворить в воде массой 400 г, чтобы получить раствор с массовой долей Na₂SO₄ 8%?

Решите самостоятельно ниже приведенные задачи по аналогии с вышеприведенной

1 вариант

2 вариант

3 вариант

4 вариант

m (H₂O) = 170г

ω(в-ва)= 5%

m(в-ва) = ?

m (H₂O) = 240г

ω(в-ва)= 12%

m(в-ва) = ?

m H₂O) = 184г

ω(в-ва)= 6%

m(в-ва) = ?

m (H₂O) = 90г

ω(в-ва)= 3%

m(в-ва) = ?

ЗАДАНИЕ № 5

1 вариант. Сколько граммов раствора гидроксида натрия с массовой долей NaOH 10% требуется на нейтрализацию раствора серной кислоты массой 20 г с массовой долей H₂SO₄ 4,9% ?

2 вариант. К раствору массой 80 г с массовой долей иодида натрия 4% прилили раствор нитрата серебра с массовой долей AgNO₃ 0,1% до полного выпадения осадка. Определите массу раствора нитрата серебра.

3 вариант. Определите массовую долю раствора соляной кислоты, затраченного для полной нейтрализации 65 г раствора гидроксида калия с массовой долей КОН 5%, если масса раствора соляной кислоты 42 г.

4 вариант. При осаждении гидроксида железа (II) из раствора сульфата железа (II) массой 78 г с массовой долей 2% использовали раствор гидроксида натрия с массовой долей щелочи 8%. Определите массу затраченного раствора щелочи.

ЗАНЯТИЕ 9

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2.

ИСПЫТАНИЕ РАСТВОРОВ СОЛЕЙ ИНДИКАТОРАМИ.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель: закрепить знания гидролиза солей, научиться определять рН среды раствора; закрепить знания о реакциях ионного обмена между растворами электролитов, а так же умения написания ионных уравнений.

Оборудование и реактивы: пластина с гнездами; таблицы растворимости, шкала pH; индикаторы: фенолфталеин, универсальный, метилоранж; растворы солей: FeSO₄, BaCl₂, NaHCO₃

Выполняя исследование растворов, помните: необходимо аккуратно наливать растворы в гнезда пластины в подносах, использованную индикаторную бумагу оставить на пластине, убрать рабочее место, вымыть руки после работы.

Задание.

1. Определите реакцию среды в предложенных вам растворах различных солей, используя пластину с гнездами, индикаторы и водные растворы солей.

2. Подтвердите экспериментальные данные уравнением гидролиза рассматриваемой соли.

Результаты работы оформите в таблице:

Формула и название исследуемой соли:___________________________________

Используемые

индикаторы и

изменение окраски

Уравнения реакций и выводы.

(pH среды)

1.

2.

3.

Контрольные вопросы:

1.От чего зависит реакция среды при растворении различных солей в воде?

2. Какие соли подвергаются гидролизу? BaI₂, Pb(NO₃)₂, (NH₄)₂S, Na₃PO₄, K₂CO₃, ZnCl₂, NaNO₃? Укажите pH среды растворов?

ЗАНЯТИЕ 10

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОВР

МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислитель - вещество, в котором атомы понижают степень окисления. Атомы окислителя присоединяют электроны, участвуя в процессе восстановления.

S⁺⁶ +2 e^- S⁺⁴

N⁺⁵ +8 e^- N^-3

Восстановитель - вещество, в котором атомы повышают степень окисления. Атомы восстановителя отдают электроны, участвуя в процессе окисления.

Na⁰ -1 e^- Na⁺¹

Cl^- - 1 e^- Cl⁰

При окислительно-восстановительной реакции (ОВР) происходит одновременно и окисление, и восстановление. Причем число электронов, отданных восстановителем, и принятых окислителем, равное. Это положение лежит в основе метода электронного баланса, при помощи которого можно составлять уравнения ОВР.

Окислителями являются вещества, содержащие атомы химических элементов в максимально высокой степени окисления (максимальная степень окисления соответствует полному отсутствию электронов на внешнем энергетическом уровне). Восстановителями являются вещества, содержащие атомы в минимальной степени окисления (это соответствует полному завершению октета электронов на внешнем энергетическом уровне).

Окислители: HN⁺⁵O₃, H₂S⁺⁶O₄, K₂Cr⁺⁶O₄, KMn⁺⁷O₄, F₂⁰, катионы H⁺, Ca⁺², Fe⁺³ и другие.

Восстановители: N^-3H₃, H₂S^-2, I^-1, C^-4H₄, атомы металлов.

Если вещество содержит атомы химических элементов в промежуточной степени окисления, то это вещество проявляет окислительно-восстановительную двойственность, то есть может являться и окислителем, и восстановителем (в зависимости от окислительно-восстановительной природы реагирующих с ним веществ). Это, как правило, металлы с переменной степенью окисления (Fe⁺², Mn⁺⁴, Cr⁺², Cr^+3, Cu⁺¹ ) и неметаллы с невысокой степенью окисления ( N⁰, H⁰, S⁰, S⁺⁴).

Задание 1. Докажите, что молекула воды проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

Подтвердите свои выводы уравнениями реакций.

H₂⁺O^-2 Атомы водорода находятся в максимально высокой степени окисления, следовательно, они проявляют окислительные свойства. Атом кислорода, наоборот, имеет минимальную степень окисления, следовательно, он проявляет восстановительные свойства. Молекула воды проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

2 H₂⁺O + 2 Na = 2 NaOH + H₂⁰↑

^{окислитель}

2 H₂O^-2 + 2 F₂ = 4 HF + O₂⁰↑

^{восстановитель}

Задание 2. Определите степени окисления всех атомов химических элементов в соединениях:

а) (NH₄)₂HPO₄

б) Ba (MnO₄)₂

а) Рассмотрим отдельные ионы (постоянные по составу, указанные в таблице растворимости) NH₄⁺ и РО₄^3-. Определим степени окисления атомов азота и фосфора в названных ионах.

NH₄⁺x + (+1) · 4 = +1

x = - 3

РО₄^3-x + (- 2) · 4 = - 3

x = + 5

Просчитаем сумму степеней окисления атомов всех элементов с учетом количества атомов в соединении. Если сумма будет равняться нулю, то степени окислении определены правильно.

( N^-3H₄⁺ )₂H⁺P⁺⁵O₄^-2

(- 3) · 2 + (+ 1) · 8 + (+ 1) · 1 + (+ 5) · 1 + (- 2) · 4 =

= - 6 + 8 + 1 + 5 - 8 = 0

б) Атом бария и кислорода в соединениях имеют чаще всего постоянные степени окисления: + 2 и - 2 соответственно. Нужно рассчитать степень окисления атома марганца.

Ba⁺²(MnO₄^-2)₂ + 2 + x + (- 2) · 8 = 0

+ 2 + x - 16 = 0

x - 14 = 0

x = + 14

Так как в составе соединения находятся 2 атома марганца, суммарный заряд + 14 делим пополам. Следовательно, степень окисления атома марганца равна + 7.

Задание 3. Составить уравнение окислительно -восстановительной реакции. Указать окислитель и восстановитель.

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + H₂O.

Определим степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции.

Zn⁰ + HN⁺⁵O₃ = Zn⁺²(NO₃)₂ + N₂⁰ + H₂O

Составим электронный баланс, уравнивая количество отданных и принятых электронов.

Zn⁰ - 2e^- Zn⁺² │5 окисление, восстановитель

2N⁺⁵ + 10e^- N₂⁰ │1 восстановление, окислитель

Коэффициенты 5 и 1 используем в молекулярном уравнении химической реакции.

5 Zn + HNO₃ =5 Zn(NO₃)₂ + 1 N₂↑ + H₂O

Уравниваем число атомов каждого химического элемента в левой и правой частях уравнения.

5 Zn + 12 HNO₃ = 5 Zn(NO₃)₂ + 1 N₂↑ + 6 H₂O

При соблюдении равенства числа атомов кислорода уравнение составлено верно. В данном случае в левой и правой частях уравнения по 36 атомов кислорода.

5 Zn + 12 HNO₃ = 5 Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + 6 H₂O

Различают 3 типа окислительно-восстановительных реакций:

- межмолекулярные (окислитель и восстановитель находятся в

разных веществах Mg + 2HBr = MgBr₂ + H₂↑

- внутримолекулярные (атомы - окислители и атомы - восстано-

вители находятся в молекуле одного вещества) 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑

- самоокисление-самовосстановление (диспропорционирование) - в молекуле одного вещества часть атомов одного элемента окисляются, а часть - восстанавливаются Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

ЗАНЯТИЕ 11

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электрохимия, как наука, сформировалась на рубеже XVIII - XIXвеков. Создание в 1799 г итальянским физиком А.Вольта «вольтова столба», первого в истории человечества химического источника тока, опыты итальянского физиолога Л.Гальвани.
Электрохимия включает разделы:

-ионика;

- электродика

Электролиз- это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании электрического тока.

Электролиз водных растворов

Катодные процессы

1)Металл от Li до AL

На катоде восстанавливается вода:

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-H₂

2)От Mn до H Ме вместе с H₂

Меⁿ⁺ + nе = Me⁰

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-

3) Ме После Н

Меⁿ⁺ + nе = Me⁰

Катионы разных Ме - восстанавливается сначала катион правее стоящего Ме

Анодные процессы

Растворимый анод (Fe, Zn, Cu,Ag) Ме⁰ - ne = Mⁿ⁺

Нерастворимый анод (инертный- графит)

а) анион бескислородный (Cl^-, Br^-, S^2- и др.)

Ac^m- - me = Ac⁰ Г^- - е = Г⁰

б) анион кислородосодержащий (NO₃^-, SO₄^2-,^CO₃^2-, и др.)

Окисление H₂O 2Н₂О - 4е = О₂ + 4Н⁺

(кислотная, нейтральная среда)

4ОН^- - 4е = О₂ + 4Н⁺ (щелочная среда)

Факторы, влияющие на процесс электролиза

• сила тока

• напряжение

• плотность тока

• КПД источника тока

• выход по току

• выход по веществу

• расход электроэнергии

Применение электролиза

Химическая промышленность:

• Получение галогенов, водорода:

2 NaF 2 Na+F₂

• Получение щелочей: 2 NaCL+ 2Н₂О --- H₂ + CL₂ + 2NaOH

• Металлургия:

• Получение щелочных и щелочноземельных металлов

• Получение малоактивных металлов

2CuSO₄ + 2H₂О ----- 2Cu+O₂ +H₂SO₄

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 3

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Цель: отработать умения определять степень окисления элементов, составлять уравнения ОВР методом электронного баланса, составлять схемы электролиза расплавов и растворов электролитов.

ЗАДАНИЕ № 1

Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

I вариант

II вариант

III вариант

IV вариант

V вариант

(CuOH)₂CO₃

KAl(SO₄)₂

Hg(NO₃)₂

Mg(H₂PO₄)₂

Cu₂HPO₄

CaMnO₄

NaClO₄

Na₂CrO₄

KBrO₃

HClO₄

Sn(SO₄)₂

H₄P₂O₇

NH₄HSO₃

H₂MnO₄

Na₂MnO₃

ЗАДАНИЕ № 2

Закончите следующие уравнений реакций, определите процессы окисления и восстановления, методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях реакций.

I вариант

H₂ + Cl₂

II вариант

H₂ + Na 

III вариант

Cl₂ + Na 

IV вариант

O₂ + Na 

V вариант

Si + O₂

ЗАДАНИЕ № 3

В следующих уравнениях окислительно-восстановительных реакций определите окислитель и восстановитель, их степени окислении, расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

I вариант

Al + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  Al₂(SO₄)₃ + Сr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

II вариант

MnO₂ + KClO₃ + KOH  K₂MnO₄ + KCl + H₂O

III вариант

CuCl₂ + SO₂ + H₂O  CuCl + HCl + H₂SO₄

IV вариант

NaNO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  NaNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

V вариант

Zn + KNO₃ + KOH  K₂ZnO₂ + NH₃ + H₂O

ЗАДАНИЕ № 4

Составить схемы электролиза расплавов следующих электролитов:

I вариант

II вариант

III вариант

IV вариант

V вариант

MgBr₂

CaCl₂

ZnI₂

K₂S

BaCl₂

ЗАДАНИЕ № 5

Составить схемы электролиза растворов следующих электролитов:

I вариант

II вариант

III вариант

IV вариант

V вариант

MnSO₄, CuCl₂

PbI₂, Ca(NO₃)₂

ZnSO₄, AgCl

Na₂S, Fe(NO₃)₃

SnSO₄, LiBr

ЛИТЕРАТУРА

1. Ю.М. Ерохин. Химия. Раздел 1. Глава 4.

2. Ю.М. Ерохин, В.И. Фролов. Сборник задач и упражнений по химии. Раздел 1. Глава 1. § 3. О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. Химия: Учебник для студ. сред. проф. учеб. заведений. - М.: Академия, 2012 стр. 98-101.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Расставьте коэффициенты в уравнениях химических реакций методом электронного баланса:

• HIO₃ + H₂S  S + HI + H₂O

• CrCl₃ + NaClO + NaOH  Na₂CrO₄ + NaCl + H₂O

• SO₂ + NaIO₃ + H₂O  I₂ + NaHSO₄ + H₂SO₄

• P + KOH + H₂O  PH₃ + KH₂PO₄

• K₂Cr₂O₇ + HBr  CrBr₃ + KBr + Br₂ + H₂О

Определите тип окислительно-восстановительной реакции.

2. Какой объем газообразного хлора (при н.у.) можно растворить в 300 мл раствора гидроксида бария с молярной концентрацией щелочи 0,1 моль/л?

Взаимодействие веществ протекает по схеме:

Ba(OH)₂ + Cl₂ Ba(ClO₃)₂ + BaCl₂ + H₂O

ЗАНЯТИЕ 12

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ.

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ,

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ. ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ

.

Подавляющее число химических элементов - это элементы, образующие простые вещества - металлы. В периодической системе химических элементов металлы располагаются во всех периодах (кроме 1-го), во всех группах и подгруппах химических элементов. Металлы относятся к s-, p-, d- и f-семействам химических элементов.

Атомы металлов характеризуются:

- малым числом электронов на внешнем уровне (1-3 электрона, редко 4);

- большим радиусом атома;

- большим числом свободных орбиталей;

- легкостью отдачи валентных электронов.

Атомы металлов в химических реакциях являются только восстановителями, приобретая в соединениях положительные степени окисления.

В периодах с возрастанием заряда ядра атома химических элементов металлические и восстановительные свойства атомов ослабевают. В главных подгруппах с возрастанием заряда ядра атомов металлические и восстановительные свойства атомов возрастают.

Металлы и их сплавы образуют металлические кристаллические решетки, в узлах которых расположены атомы и катионы металлов, взаимно превращающиеся друг в друга. Все пространство между узлами решеток занимает так называемый "электронный газ" - это валентные электроны, которые за счет перекрывания свободных орбиталей внешнего уровня атома металла могут свободно перемещаться по всему объему металла, не принадлежа определенному атому. Эти "свободные" электроны удерживают катионы металлов в узлах решетки, а также определяют основные физические свойства металлов.

Физические свойства металлов:

- ковкость и пластичность (наличие "свободных" электронов, удерживающих катионы металлов в узлах решетки, не позволяет разрушить эти решетки, при ударе происходит только смещение слоев кристаллической решетки, а не ее разрушение);

-электро- и теплопроводность ("свободные" электроны являются переносчиками тепловой энергии и электрического заряда);

-непрозрачность и металлический блеск (луч света не может пройти сквозь кристалл металла, так как отражается от электронов, которые имеют двойственный характер - частица и волна одновременно). Легкие металлы: Na, Ca, Mg, Al, Ti

Тяжелые металлы: Fe, Cu, Ag, Pb, Au, W, Os

Легкоплавкие металлы (t_пл < 1000⁰C): Hg, Na, Sn, Pb, Zn, Al

Тугоплавкие металлы (t_пл> 1000⁰ C): Fe, Ti, Cr, Os, W

Самая высокая электропроводность у Ag, Au, Cu, Al, Fe

Наибольшее сопротивление имеет W

Обратите внимание! Названы только отдельные примеры металлов, имеющих определенные свойства.

При рассмотрении способов получения и химических свойств металлов следует опираться на электрохимический ряд напряжений металлов:

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Sn Pb H₂Cu Ag Hg Au

Разделим ряд напряжений металлов на 3 участка - металлы, cтоящие до Mg-Al (будут в дальнейшем обозначаться (1)), металлы, расположенные между Mg-Al и H₂ (2) и металлы, расположенные после H₂ (3). Будем рассматривать способы получения и химические свойства на трех примерах - по одному из каждого участка ряда напряжений.

__________ Mg Al __________________________ H₂ ____________

(1) (2) (3)

Нахождение в природе:

1. металлы находятся в природе в виде растворимых или нерастворимых солей

2. металлы встречаются в виде руды (нерастворимые оксиды или сульфиды)

3. металлы могут находиться в виде простого вещества (самородки)

Способы получения металлов:

1. единственный способ - электролиз расплава соединений (электрометаллургия)

_{Эл. ток}

2 Al₂O₃ 4 Al + 3 O₂↑

_{Эл. ток}

2 NaBr  2 Na + Br₂

(2) Пирометаллургия - восстановление металлов из оксидов при повышенной температурес помощью восстановителей (C, CO, CH₄, NH₃, H₂, активные металлы и др.)

WO₃ + 3 H₂ = W + 3 H₂O

Fe₂O₃ + 3 CO = 2 Fe + 3 CO₂

Cr₂O₃ + 2 Al = 2 Cr + Al₂O₃

Гидрометаллургия - вытеснение металлов из водных растворов их соединений

NiSO₄ + Zn = Ni + ZnSO₄

^{раствор}

Возможен и электрохимический метод - электролиз растворов солей:

NiSO₄ + 2H₂O = Ni + O₂ + H₂ + H₂SO₄

(3) Возможны все способы получения: электролиз растворов солей, вытеснение более активным металлом, физическое очищение самородков.

Обратите внимание, механизмы процессов электролиза расплавов и растворов в данном пособии не рассматриваются. Обратитесь к более подробным учебным пособиям и учебникам по неорганической химии.

Химические свойства металлов.

1. Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами

(1) 2 Na + O₂ = Na₂O₂ перексид натрия

Na₂O₂ + 2 Na = 2 Na₂O оксид натрия

2 K + S = K₂S сульфид калия

_t

(2) 2 Zn + O₂ = 2 ZnO оксид цинка

Mn + Cl₂ = MnCl₂ хлорид марганца (II)

(3) Ag + O₂ ≠

Hg + C ≠

2. Взаимодействие со сложными веществами.

2.1. Взаимодействие с водой (реагируют металлы, стоящие в ряду напряжений до Н₂)

(1) 2 Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂↑

_t

(2) Fe + H₂O = Fe₃O₄↓ + H₂↑

(3) Au + H₂O ≠

2.2. Взаимодействие с кислотами - неокислителями (все кислоты кроме HNO₃ и H₂SO₄ конц.). Металлы, стоящие в ряду напряжений до Н₂ вытесняют водород из растворов кислот.

(1) 2 Li + 2 HBr = 2 LiBr + H₂↑

(2) Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

(3) Hg + HCl ≠

2.3. Взаимодействие с кислотами - окислителями (HNO₃ и концентрированной H₂SO₄)

(1) 8 Na + 5H₂SO₄ (конц.) = 4Na₂SO₄ + 4 H₂O + Н₂S↑

(2) 2 Fe + 4H₂SO₄ (конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + 4 H₂O + S↓

(3) 2 Ag + 2 H₂SO₄ (конц.) = Ag₂SO₄ + 2 H₂O + SO₂↑

Продукты реакции зависят от активности металла и концентрации кислоты. Но в любом случае получают соль металла, воду и продукт восстановления кислоты-окислителя - соединения азота или серы.

4. Взаимодействие с растворами щелочей.

В реакции с растворами щелочей могут вступать переходные металлы, образующие амфотерные соединения. Следует помнить, что все металлы покрыты защитной оксидной пленкой, "пленка" может быть плотной или рыхлой, видимой или незаметной простым глазом, растворимой в воде или нерастворимой, растворимой в кислотах или щелочах или нет. Свойства оксидной "пленкой" и определяют химические свойства металла.

Цинк покрыт защитной оксидной пленкой ZnO, которая нерастворима в воде, но растворяется в растворах кислот или щелочей.

ZnO + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

После растворения оксидной пленки металл цинк остается незащищенным. Так как он находится в ряде напряжений металлов до Н₂, он может реагировать с водой (растворителя в растворе достаточное количество)

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

Сложив почленно оба уравнения, получим суммарное уравнение процесса, получим суммарное уравнение:

ZnO + 2NaOH + Zn + H₂O = Na₂ZnO₂ + H₂O + ZnO + H₂↑

После сокращения получаем выражение:

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂+ H₂↑

Обратите внимание! Газообразный водород вытесняется из воды.

4. Взаимодействие с растворами солей.

Необходимо учитывать следующие условия:

- металл, реагирующий с раствором соли, должен быть активнее металла, образующего соль;

- в итоге реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется нерастворимым соединением, и реакция прекратиться; - всегда следует рассматривать возможность гидролиза соли и появление в растворе продуктов гидролиза;

- возможны окислительно-восстановительные процессы между металлом и его катионом в составе исходной соли.

Например, при взаимодействии цинка с раствором сульфат меди (II)

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu (вытеснение менее активного металла)

2 CuSO₄ + 2 HOH (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ (гидролиз соли)

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑ (взаимодействие металла с

продуктами гидролиза)

2 FeCl₃ + Fe = 3 FeCl₂ (окислительно-восстановительное взаимо-

действие атома металла и его катиона в

соли)

Обратите внимание! Для вытеснения металлов из растворов не рекомендуется брать щелочной металл, так как последний реагирует с водой, а не с солью.

2 NaOH + ZnSO₄ + H₂O = Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄ + H₂↑

Оксиды и гидроксиды металлов

В зависимости от степени окисления металла оксиды и гидроксиды металлов могут проявлять основные, амфотерные и кислотные свойства.

Mn⁺²O

Mn(OH)₂

основный

Mn₂⁺³ O₃

Mn(OH)₃

амфотерный

Mn⁺⁴O₂

Mn(OH)₄

амфотерный

Mn⁺⁶O₃

H₂MnO₄

кислотный

Mn₂⁺⁷O₇

HMnO₄

кислотный

С получением и применением металлов связывают развитие цивилизации («бронзовый век», «железный век»). Развитие научно-технического прогресса, потребности общества послужили толчком для создания сплавов на основе титана, молибдена, вольфрама и других металлов для увеличения коррозионной стойкости, для придания особой твердости, тугоплавкости, устойчивости в агрессивных средах. В большинство сплавов входят самый используемый на сегодняшний день металл - железо и «молодые» металлы - алюминий и магний. Каждый сплав не есть простая сумма свойств его компонентов.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Осуществите следующие превращения:

MgH₂Mg(OH)₂MgOMgMgSO₄Mg(NO₃)₂MgOHNO₃

2. Составьте уравнения взаимодействия металлического бария с простыми веществами: кремний, бром, газообразный азот, селен, кислород, газообразный водород. Укажите степени окисления атомов в продуктах реакций. Назовите продукты реакций.

3. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия металлического алюминия со следующими веществами: раствор серной кислоты, раствор гидроксида калия, раствор хлорида марганца (II), газообразный хлор, кристаллическая сера, оксид бария, оксид железа (III).

4. Определите массу марганца, восстановленного при взаимодействии 26,2 г оксида марганца (IV) алюминием массой 10,2 г.

5. Алюминиевые стружки поместили в растворы ацетата натрия и ацетата цинка. Составьте уравнения протекающих реакций. Какие признаки реакций вы будете наблюдать.

СРАВНЕНИТЕЛЬНАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ

I - III ГРУПП ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП

ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Рассмотрите сравнительную характеристику щелочных и щелочноземельных металлов, представленную в таблице 6:

Таблица 6

Сравнительная характеристика

щелочных и щелочноземельных металлов

Щелочные металлы

Щелочноземельные металлы

Положение в периодической системе

I группа главная подгруппа

Li Na K Rb Cs Fr

II группа главная подгруппа

Ca Sr Ba Ra

Строение атома

1 валентный электрон на внешнем уровне n S¹

2 валентных электрона на внешнем уровне n S²

Нахождение в природе и получение

В природе встречаются в виде солей,

получают электролизом расплава соединений

Химические свойства

В соединениях Ме⁺¹

Самые активные металлы, восстановительные свойства самые высокие

В соединениях Ме⁺²

Активные металлы.

Менее активные по сравнению с щелочными металлами

Металлы хранят под слоем масла или керосина, чтобы не допустить контакта с водой и воздухом. Металлы пожароопасны. При их воспламенении нельзя тушить водой, так как с водой вступают в реакцию. Щелочные и щелочноземельные металлы тушат порошковым огнетушителем или песком.

На воздухе и в кислороде образуют пероксиды (кроме лития)

2 K + O₂ = K₂O₂

(как побочный продукт - оксид)

На воздухе и в кислороде образуют оксиды

2Ca + O₂ = 2CaO

(как побочный продукт - пероксиды СаО₂)

Втесняют водород из воды и растворов кислот-неокислителей.

Не взаимодействуют с растворами щелочей. Не вытесняют менее активные металлы из растворов солей, так как реагируют с водой, а не с солью.

Гидриды - белые твердые вещества, подвергаются гидролизу с выделением газообразного водорода

KH + H₂O = KOH + H₂↑

BaH₂ + H₂O = Ba(OH)₂ + H₂↑

Оксиды и гидроксиды основного характера, растворимые в воде вещества белого цвета.

Соли

NaCl - поваренная соль

Na₂CO₃ - сода кальцинированная

NaHCO₃ - сода питьевая

Na₂SiO₃ - жидкое стекло, силикатный клей

K₂CO₃ -поташ, древесная зола

СaCO₃ - известняк, мел

СaSO₄ · 2H₂O - гипс

2CaSO₄ · H₂O -алебастр

(основа строительных материалов)

Растворимые соли кальция обеспечивают жесткость воды. Временную или карбонатную жесткость устраняют кипячением

_t

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑

Некарбонатную жесткость устраняют переводом солей кальция в нерастворимый карбонат с помощью соды, поташа.

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

Алюминий

Алюминий - самый распространенный металл в земной коре. Изучение свойств алюминия интересно, во-первых, с целью повторения свойств амфотерных соединений, а во-вторых, с целью демонстрации влияния защитной оксидной пленки на свойства металлов.

Получение алюминия возможно только электролизом, т.е. разложением электрическим током оксида алюминия.

2Al₂O₃ = 4Al + 3O₂

Для понижения температуры плавления оксида алюминия (от 2050⁰ С до 950⁰ С) к оксиду алюминия добавляют криолит Na₃[AlF₆].

Алюминий - активный металл, сильный восстановитель, он расположен в первой четверти ряда напряжений металлов, но в силу наличия на поверхности металла очень тонкой, но прочной оксидной пленки, алюминий вступает во взаимодействие при повышенной температуре. С водой реагирует только в случае удаления оксидной пленки (например, путем образования амальгамы с металлической ртутью).

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑

С растворами кислот алюминий реагирует, на первый взгляд, медленно, несколько секунд признаков реакции не наблюдается. В это время происходит растворение оксидной пленки в кислотах. На холоде алюминий не реагирует с концентрированными кислотами-окислителями H₂SO₄ и HNO₃. Эти кислоты пассивируют металл, наращивая толщину оксидной пленки.

Алюминий образует амфотерные оксид и гидроксид. Следовательно, металл, его оксид и гидроксид должны взаимодействовать с кислотами и щелочами.

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑

(механизм взаимодействия рассматривался на занятии № 13)

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

_t

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

^{в растворе тетрагидроксоалюминат натрия}

Задание 1. Осуществите превращение по предложенной схеме:

NaOH Na Na₂SO₄NaClNaOHNaAlO₂Al(OH)₃ Al₂O₃

1) NaOH  Na Существует единственный способ получения щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия - электролиз расплава соединения этого металла.

_{элек. ток}

4 NaOH  4Na + O₂ + 2H₂O

(на первый взгляд кажется, что должны получить металлический натрий и молекулы ОН, но устойчивых молекул ОН не существует, они перегруппировываются по схеме 4ОН = 2Н₂О + О₂)

2) Na  Na₂SO₄ Натрий - активный металл, он расположен в ряду активности металлов до водорода, следовательно, взаимодействует с кислотами

Na + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂↑

3) Na₂SO₄  NaCl К сульфату натрия необходимо добавить соединение, содержащее хлорид-ионы Cl^-, но так как и сульфат и хлорид натрия растворимы в воде, в правой части уравнения необходимо получить осадок (осадить сульфат-ионы). В противном случае реакция практически будет неосуществима.

Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄↓

4) NaCl  NaOH При электролизе растворов солей щелочных металлов получить металл нельзя (используют расплав соли), выделяется газообразный водород, катионы металла остаются в растворе, образуя щелочи. (Тема «Электролиз» в данном пособии не рассматривается)

_{элек. ток}

2NaCl +2H₂O = H₂↑ + Cl₂ + 2NaOH

5) NaOH  NaAlO₂ В продукте появляются атомы алюминия - металла, образующего амфотерные соединения, следовательно, и оксид и гидроксид алюминия могут реагировать с гидроксдом натрия.

_t

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O

6) NaAlO₂  Al(OH)₃ Алюминат натрия, полученный действием щелочи, можно разрушить, «нейтрализуя» эту щелочь.

NaAlO₂ + HCl + H₂O = NaCl + Al(OH)₃↓

7)Al(OH)₃  Al₂O₃ Нерастворимые гидроксиды металлов разрушаются при нагревании.

_t

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

ЗАНЯТИЕ 13

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Цель: Отработать умения осуществлять химические реакции характерные для металлов, описывать наблюдения, составлять уравнения химических реакций.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок; сухое горючее, держатель, растворы: гидроксида калия (натрия), хлороводородной и серной кислот, калий металлический, железная скрепка, порошок оксида меди (II), цинковая пластинка.

При проведении опытов помнить:

осторожно наливать растворы над подносом,

осторожно проводить нагревание пробирки,

используя, держатель и сухое горючее;

после окончания нагревания, закрыть горючее;

использовать указанные реактивы;

по окончании эксперимента, убрать рабочее место,

вымыть руки.

Перечень опытов:

1Взаимодействие металлов с водой.

2.Взаимодействие металлов с растворами солей.

3.Взаимодействие металлов с растворами кислот.

4.Взаимодействие оксидов металлов с растворами кислот.

Пояснение к работе

Задание: осуществите эксперимент, результаты работы оформите в виде таблицы:

№ опыта

Используемый реактив

Наблюдаемый признак реакции

Уравнение реакции. Вывод.

Опыт №1. Демонстрация.

В стакан с водой опустили небольшой кусочек калия.

Что наблюдали? Составьте уравнение химической реакции, покажите ее сущность.

Опыт №2.

В пробирку опустили железную скрепку, добавили раствор сульфата меди так, чтобы скрепка частично погрузилась в раствор. Дать постоять раствору со скрепкой 2-4 минуты. Опишите наблюдения. Составьте уравнение данной реакции, покажите сущность процесса.

Опыт №3.

В пробирку опустили цинковую пластинку, добавили раствор соляной кислоты так, чтобы пластинка, погрузилась в раствор.

Опишите наблюдения. Составьте уравнение данной реакции, покажите сущность процесса.

Опыт №4.

В пробирку поместить немного (со спичечную головку) порошка оксида меди (II), добавили раствор серной кислоты (1 мл). Слегка нагреть раствор.

Опишите наблюдения. Составьте уравнение данной реакции, покажите сущность процесса.

ЗАНЯТИЕ 14

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

ХАРАКТЕРИСТИКА ЖЕЛЕЗА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ

РАСЧЁТ МАССОВОЙ ДОЛИ КОМПОНЕНТОВ СМЕСИ

ВЕЩЕСТВ

Металлы побочных подгрупп относятся к семейству d-элементов. Общие особенности металлов побочных подгрупп:

• 1-2 внешних электронов, 1-8 валентных электронов; валентные электроны располагаются на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях;

• атомы в соединениях могут проявлять различные степени окисления (только положительные);

• для каждой степени окисления можно составить ряд соединений (оксид, гидроксид, соли), следовательно, число соединений

d-элементов достаточно велико;

• соединения металлов побочных подгрупп имеют разнообразную яркую окраску;

• d-элементы являются комплексообразователями, они образуют комплексные соединения;

• металлы побочных подгрупп активно участвуют в реакциях окисления и восстановления. Глубина окислительно-восстановительных процессов во многом зависит от реакции среды раствора. Например, Mn⁺⁷ восстанавливается до Mn⁺² в кислой среде, до Mn⁺⁴ (MnO₂↓) в нейтральной среде и до Mn⁺⁶ (MnO₄^2-) в щелочной среде.

Рассмотрим названные особенности на примере железа и меди.

Железо. Электронная формула атома 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²

Fe … 3 d 4 s 4р -- -- --

Атом железа может иметь в соединениях степени окисления 0, +2, +3, +4, +6, +8. Соответственно,

- соединения Fe(II) - восстановители, проявляют основный характер;

- соединения Fe(III) - окислители или восстановители, имеют слабо выраженный амфотерный характер;

- соединения Fe(IV) - окислители или восстановители, имеют слабый кислотный характер;

- соединения Fe (VI) и (VIII) - окислители, образуют анионы кислотных остатков в составе солей (соответствующие кислоты в чистом виде не выделены).

Соединения Fe⁺² не устойчивы, они самопроизвольно или пол действием окислителей переходят в более устойчивую форму Fe⁺³

_{+2 +3}

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃

_{+2 +3}

10FeSO₄+ 2KMnO₄+ 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃+ 2MnSO₄+K₂SO₄+ 8H₂O

Соли железа (II) образуют бесцветные растворы, но быстро желтеют на воздухе, так как окисляются кислородом воздуха до степени окисления +3. Fe(OH)₂ - белый осадок, в земной атмосфере получают зеленым, Fe(OH)₃ - бурый осадок. Комплексные соединения железа - синие, красные.

Дальнейшее повышение степени окисления железа происходит под действием окислителей

_{+3 +6}

Fe₂O₃ + 4KOH + 3KNO₃ = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

^{феррат калия}

Медь. Электронная формула атома 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹ (с учетом проскока электрона). В соединениях медь проявляет степень окисления +1 и +2. Соединения меди (I) имеют основный характер, а меди (II) - слабо выраженный амфотерный. Соединения меди имеют разнообразную яркую окраску: Сu₂O -красный, CuO - черный, CuOH - белый, Cu(OH)₂ - ярко голубой, CuCl - белый, CuCl₂ - сине-зеленый.

Понятие о комплексных соединениях.

1.Комплексообразователем может быть катион металла побочной подгруппы (Fe⁺², Fe⁺³, Cr⁺³, Zn⁺², Ag⁺ и др.), многозарядные катионы, например, Al⁺³ или Si⁺⁴.

2. Около катиона-комплексообразователя располагаются (координируются) отрицательно заряженные ионы или нейтральные молекулы - лиганды. Особенность лигандов заключается в том, что атомы неметаллов в анионах или молекулах несут неподеленную пару электронов, которая может участвовать в донорно-акцепторной связи в качестве донора. Комплексообразователь, в свою очередь, имеет несколько свободных орбиталей и может выступать в роли акцептора.

Fe⁺³ 3d 4s -- 4p -- -- --

При уплотнении электронов (за счет образования спаренных электронов) получаем следующую схему:

Fe⁺³ …3d -- -- 4s -- 4p -- -- --

1. Количество лигандов (координационное число) равно числу свободных орбиталей в ионе комплексообразователя. Оно, как правило, численно равно удвоенному заряду комплексообразователя

Заряд комплексообразователя +1 +2 +3 +4

Число лигандов 2 4 (6) 6 (4) 8 (6)

4. Заряд комплексного иона (состав иона записывается в квадратных скобках) рассчитывают алгебраической суммой всех зарядов. Ионы внешней сферы (записываются вне квадратных скобок) компенсируют суммарный заряд комплексного иона.

_{+2 0 2+ 2-}

[Cu(NH₃)₄] SO₄ - сульфат тетрааммин меди (II)

_{+3 0 3+ -}

[Сr(H₂O)₆] Cl₃ - хлорид гексааквохрома (III)

_{++4 2-}

K₂ [Pt Cl₆] - гексахлороплатинат (IV) калия

_{+ 3+ - 3-}

K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферрат (III) калия

5. Все комплексные соли, кислоты и основания - растворимые в воде, ярко окрашенные, диссоциируют с образованием комплексного иона и ионов внешней сферы.

[Cu(NH₃)] SO₄ = [Cu(NH₃)] ²⁺ + SO₄^2-

6. Комплексные соединения применяют в металлургии (извлечение редких металлов), медицине, для умягчения воды, для получения красителей, в качественном анализе (аналитическая химия, криминалистика, археология и т.д.).

Коррозия металлов

Коррозия - самопроизвольный процесс (окислительно-восстановительный) разрушения металлов в результате взаимодействия с окружающей средой.

В зависимости от факторов внешней среды различают химическую (термическую), электрохимическую, биологическую и т.д. коррозии.

Химическая или термическая коррозия протекает в сухом воздухе, в среде неэлектролитов (бензин, сероуглерод и т.п.) при повышенной температуре. Она имеет место при термической обработки металлов, работе двигателей внутреннего сгорания, в отопительных котлах.

4Fe⁰ + 3O₂ =2 Fe₂⁺³O₃

^сухой

Fe⁰ + S = Fe⁺²S

Электрохимическая коррозия наблюдается при взаимодействии металлов с влажной окислительной средой (атмосфера Земли) или с растворами электролитов (например, морская вода).

В нейтральной среде атомы металла окисляются

Fe⁰ - 2e^- = Fe⁺²

Растворенный в воде кислород восстанавливается

O₂ + H₂O + 4e^- = 4OH^-

В качестве продукта реакции образуется гидроксид железа (II)

Fe⁺² + 2OH^- = Fe(OH)₂,

который самопроизвольно окисляется во влажном воздухе до ржавчины

4Fe(OH)₂+ 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃ или Fe₂O₃ · nH₂O

В кислой среде металл окисляется, а восстанавливается катион водорода.

Zn⁰ - 2e^- = Zn⁺²

2H⁺ +2e^- = H₂↑

Если в металлическом изделии присутствует контакт двух металлов, то окислению подвергается более активный из них. При контакте железо - медь окисляется (с большей скоростью) железо. При контакте железо - алюминий подвергается окислению алюминий.

Способы защиты от коррозии:

1. Изменение условий окружающей среды (осушение воздуха, понижение температуры процесса, замена электролитов на неэлектропроводные жидкости и т.д.)

2. Покрытие металлов защитными лаками, красками, эмалями, полимерными пленками и т.д.

3. Анодная защита (покрытие металлических изделий слоем более активного металла, который будет окисляться, но не даст коррозировать основному изделию).

4. Катодная защита (металл покрывают менее активным металлом, который не подвергается коррозии, а тем самым служит защитой для изделия из активного металла). Такого рода защита используется при изготовлении консервных банок.

5. Протекторная защита (к основному металлическому изделию прикрепляют небольшие листы или проволоку из более активного металла - протектор; протектор окисляется, обеспечивая сохранность основного изделия). Это метод защиты подземных трубопроводов.

6. Замена металлических изделий на полимерные, более устойчивые к воздействию окружающей среды.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Осуществите превращение по схемам превращений:

а) Fe₃O₄FeFeCl₂Fe(OH)₂ Fe₂(SO₄)₃  Fe(OH)₃  Fe₂O₃

б) Fe₂O₃  Fe  FeCl₃  Fe(OH)₃  Fe(NO₃)₃  Fe₂О₃  Fe

в) Сu  CuCl₂ Cu(NO₃)₂Cu(OH)₂  CuSO₄  ZnSO₄  Zn

2. Минерал содержит 72,36% железа и 27,64% кислорода. Определите химическую формулу минерала.

3. При взаимодействии 180 г раствора с массовой долей сульфата железа (III) 5% и 240 г раствора с массовой долей карбоната калия 16% получили осадок. Его высушили, прокалили. Рассчитайте массу полученного продукта реакции.

4. Запишите уравнения 3 способов получения а) хлорида железа (II); б) сульфата меди (II); в) оксида меди (II).

5. Закончите уравнения химических реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄  S + …

б) KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O  NaNO₃ + ...

в) KMnO₄ + NaI + KOH  I₂ + NaOH + …

РЕШЕНИЕ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ "МЕТАЛЛЫ"

Задания для самостоятельного выполнения

ЗАДАЧА № 1

1 вариант. Смесь порошков железа и меди массой 10 г обработали раствором соляной кислоты, при этом выделился газ объемом 2,24 л. Определите массовые доли металлов в смеси.

2 вариант. Сплав цинка и серебра массой 20 г опустили в концентрированный раствор щелочи NaOH. При этом выделилось 4,48 л бесцветного газа (н.у.). Определите массовые доли металлов в сплаве.

ЗАДАЧА № 2

1 вариант. Сколько килограмм негашеной извести можно получить при обжиге известняка массой 250 кг с массовой долей карбоната кальция 80% ?

2 вариант. Кусочек мрамора массой 160 г опустили в раствор соляной кислоты. Какой объем газа (н.у.) должен выделиться, если образец мрамора содержит 20% некарбонатных примесей?

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ

2. Определите массовую долю вещества в растворе, полученном при растворении 4,6 г натрия в воде массой 280 г.

3. В 160 мл 10%-го раствора гидроксида калия (плотность раствора 1,1 г/мл) осторожно опустили 0,2 г металлического калия. Определите массу 10%-го раствора серной кислоты, которую придется добавить к полученному раствору гидроксида калия при условии полного окончания взаимодействия.

4. Рассчитайте массовую долю алюминия в его природном соединении, состав которого можно выразить формулой K₂O · Al₂O₃ · 6SiO₂.

5. Титановая руда ильменит содержит как основной компонент соединение FeTiO₃. Из руды ильменит массой 250 кг получен титан массой 40 кг. Определите содержание FeTiO₃ в руде.

6. При прокаливании смеси карбоната и оксида цинка массой 10,35 г получили сухой остаток массой 8,15 г. Рассчитайте массовые доли компонентов в исходной смеси.

7. Рассчитайте массу цинка, который нужно растворить в соляной кислоте, чтобы выделившегося газа (н.у.) хватило для полного восстановления 20 г оксида меди (II).

8. В раствор нитрата серебра поместили образец меди массой 50,6 г. Через некоторое время масса образца увеличилась до 54,4 г. Вычислите массу осажденного на меди серебра.

9. Щелочной металл массой 1,56 г поместили в газообразный хлор. Полученное вещество растворили в воде и добавили раствор нитрата серебра. При этом образовалось 5,74 г осадка. Какой металл был взят для реакции?

ЗАНЯТИЕ 15

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ЖЕЛЕЗА, КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ: Fe²⁺, Fe³⁺

Цель: Закрепить знания способов получения и химических свойств гидроксидов железа (II) и (III). Отработать умения осуществлять химические реакции, описывать наблюдения, составлять уравнения химических реакций.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок; сухое горючее, держатель, растворы: сульфат железа (II), гидроксида калия (натрия), серной кислоты, перманганата калия, сульфита натрия, красная и желтая кровяная соль.

При проведении опытов помнить:

осторожно наливать растворы над подносом,

осторожно проводить нагревание пробирки,

используя, держатель и сухое горючее;

после окончания нагревания, закрыть горючее;

использовать указанные реактивы;

по окончании эксперимента, убрать рабочее место,

вымыть руки.

Пояснение к работе

Опыт №1.

В пробирку налить 0,5 мл раствора сульфата железа (II), добавьте столько же щелочи.

Что наблюдали? Составьте уравнение данной реакции.

Аккуратно перемешайте образовавшийся осадок, пронаблюдайте, что произойдет с ним через 2-4 минуты, особенно на поверхности пробирки.

Составьте уравнение данной реакции, покажите ее сущность.

В эту же пробирку добавьте 0,5 мл раствора соляной кислоты.

Что наблюдали? Составьте уравнение данной реакции.

Опыт №2.

В пробирку налейте 0,5 мл раствора сульфата железа (III) добавьте столько же щелочи. Что наблюдали? Составьте уравнение данной реакции.

В эту же пробирку добавьте 0,5 мл раствора соляной кислоты.

Что наблюдали? Составьте уравнение данной реакции, покажите ее сущность.

Опыт №3.

К 0,5 мл раствора перманганата калия добавьте 0,5 мл раствора сульфита натрия. Слегка нагрейте раствор. Что наблюдали? Закончите уравнение реакции, покажите ее сущность.

КМnО₄ + Nа₂SО₃ + Н₂О ------ ? + ? + + ?

Результаты работы оформите в виде таблицы:

№ опыта

Используемый реактив

Наблюдаемый признак реакции

Уравнение реакции. Вывод.

Контрольный вопрос: Демонстрация!

1.В двух пробирках растворы: в первой - хлорид железа (II),

во второй - хлорид железа (III)

С помощью качественных реакций на ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ определить, где какой?

Составьте уравнения качественных реакций в молекулярной форме.

Задания для самостоятельного выполнения

МЕТАЛЛЫ I - III ГРУПП ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП.

ЩЕЛОЧНЫЕ, ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ И АЛЮМИНИЙ

ЗАДАНИЕ № 1

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить предложенное превращение; для первого уравнения составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель; третье уравнение запишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

1. K  K₂O  K₂CO₃ KOH  K₂ZnO₂

2. Na₂O₂ Na₂O  NaOH  NaCl  NaNO₃

3. Ca  CaBr₂ Ca(NO₃)₂ Ca₃(PO₄)₂ Ca(H₂PO₄)₂

4) Al  Al₂(SO₄)₃ AlCl₃ Al(OH)₃ NaAlO₂

5) Li  Li₂O  Li₂SO₄ LiOH  Li₂HPO₄

6) Mg  MgH₂ Mg(OH)₂ MgSO₄ Mg(NO₃)₂

ЗАДАНИЕ № 2

Рассмотрите гидролиз соли в растворе, укажите реакцию среды раствора. Как изменит цвет лакмус фиолетовый в данном растворе?

1 вариант

2 вариант

3 вариант

4 вариант

5 вариант

6 вариант

AlCl₃

MgI₂

K₃PO₄

NaNO₂

Al(NO₃)₃

BaBr₂

ЗАДАНИЕ № 3

Напишите уравнения возможных реакций взаимодействия указанного вещества с предложенными реактивами:

NaOH (раствор), H₂SO₄(разбав.), FeBr₃, H₂O , SO₃, N₂O, SrO

Назовите полученные вещества, укажите, к какому классу неорганических веществ они относятся.

1 вариант

2 вариант

3 вариант

4 вариант

5 вариант

6вариант

Al(OH)₃

CaO

LiOH

Al₂O₃

Na₂O

BaS

1. Составьте электроно-графическую схему строения атома алюминия. Какие степени окисления может проявлять атом в основном и возбужденном состояниях? К какому семейству элементов относят алюминий? Составьте формулы соединений алюминия с серой, углеродом, азотом. Определите тип химической связи в соединениях.

2. Осуществите следующие превращения:

Al  AlCl₃ Al(OH)₃ NaALO₂ Al(OH)₃

↓

Al₂O₃ Al₂(SO₄)₃ BaSO₄

3. Какую массу гидроксида кальция нужно прибавить к 162 г 5%-го раствора гидрокарбоната кальция для получения средней соли?

4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно различить растворы NaCl и AlCl₃

5. К раствору, содержащему 32 г хлорида алюминия, прилили раствор, содержащий 33 г сульфида калия. Полученный осадок нагрели при высокой температуре. Вычислите массу полученного вещества.

ЗАНЯТИЕ 16

ОБЩИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ.

ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ АТОМОВ. ХИМИЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ, ИХ ГИДРОКСИДЫ, ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

ПОДГРУППА ГАЛОГЕНОВ

Неметаллы - простые вещества, образованные р-элементами и одним s-элементом - водородом. В периодической системе они расположены в главных подгруппах I - VII групп.

К особенностям неметаллов следует отнести:

1. Большое число внешних электронов (4-7 электронов, 3 внешних электрона содержит бор).

2. Число внешних и валентных электронов совпадает (несовпадение наблюдается для элементов 2 периода, например, у кислорода, фтора).

3. Небольшой радиус атома.

4. Окислительно-восстановительная двойственность при химических реакциях (возможны как положительные, так и отрицательные степени окисления атомов). Исключение составляет фтор, единственная степень окисления которого в соединениях "-1".

5. Образуют атомные или молекулярные кристаллические решетки. Атомные кристаллические решетки имеют алмаз, грфит, кристаллический кремний, молекулярные - йод, охлажденные водород, кислород, хлор и т.д.

6. Неметаллы различны по физическим свойствам (агрегатное состояние, цвет и т.д.), для них нельзя назвать признаки общие для всех неметаллов, как, например, электро- и теплопроводность характерную для всех металлов.

7. Большинство неметаллов (кроме галогенов и водорода) образуют аллотропные видоизменения. Аллотропия - это способность атомов химического элемента образовывать различные простые вещества. Аллотропные видоизменения отличаются по физическим свойствам, но сходны по участию в химических реакциях. Различие в свойствах аллотропных видоизменений объясняется различием во внутреннем строении (алмаз, графит или карбин) или в составе молекул (кислород и озон).

Химические свойства неметаллов

а) взаимодействие с металлами

_{+2 -3}

3Ca + 2P = Ca₃P₂ неметаллы являются окислителями

б) взаимодействие с неметаллами

_{+6 -1}

S + 3Cl₂ = SCl₆ неметалл с большим значением

электроотрицательности (Cl) имеет

отрицательную степень окисления

в) взаимодействие со сложными веществами (оксиды, соли)

2 FeCl₂ + Cl₂ = 2 FeCl₃ хлор - окислитель

СuO + H₂ = Cu + H₂O водород - восстановитель

г) с водой взаимодействуют газообразный фтор и хлор

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO HClO = HCl + [O]

(атомарный кислород в момент выделения обесцвечивает красители и обеззараживает водопроводную воду, убивая микроорганизмы).

г) взаимодействие с кислотами-окислителями

С + 4HNO_{3 (конц.)} = СO₂↑ + 4NO₂ ↑ +2H₂O

2 P + 5H₂SO_{4 (конц.)} = 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

д) как пример взаимодействия с кислотами - неокислителями можно рассматривать реакцию кремния с фтороводородной кислотой

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂

е) со щелочами взаимодействуют кремний (подобно переходным металлам) и газообразный хлор, бром, сера по реакциям самоокисления-самовосстановления.

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

Cl₂ + 2KOH _(хол.) = KCl + KClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH _(гор.) = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

3S + 6NaOH_(гор.) = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Оксиды и гидроксиды неметаллов. Неметаллы образуют кислотные и несолеобразующие оксиды. Кислотным оксидам соответствуют гидроксиды - кислоты.

_{+5 +5+4 +4+3 +3}

N₂O₅ HNO₃ SiO₂ H₂SiO₃ Cl₂O₃ HClO₂

Кислотный характер оксидов и гидроксидов повышается с увеличением степени окисления неметалла.

HP⁺⁵O₃ H₂S⁺⁶O₄ HCl⁺⁷O₄  усиление кислотных свойств

HCl⁺³O₂ HCl⁺⁵O₃ HCl⁺⁷O₄ усиление кислотных свойств

Несолеобразующие оксиды взаимодействуют как восстановители (невысокое значение степени окисления неметалла в оксиде), их можно превратить в кислотный оксид окислением, повышая значение степени окисления элемента. Ниже приведены основные химические свойства несолеобразующего оксида углерода (II)

ZnO + CO = Zn + CO₂

(угарный газ используют для восстановления металлов из оксидов)

2CO + O₂ =2 CO₂

(угарный газ окисляется до оксида углерода( IV), последний является кислотным оксидом)

Особые химические свойства кислот-окислителей.

Кислотами-оислителями называют кислоты, содержащие кислотообразующий элемент в максимальной степени окисления, в данном случае окислителем является не катион водорода, а кислотный остаток. Например, в концентрированной серной кислоте H₂SO₄ окислителем является SO₄^2- (S⁺⁶), а в молекуле азотной кислоты HNO₃ окислителем является NO₃^- (N⁺⁵). Окислительные свойства этих анионов значительно сильнее, чем катиона H⁺, поэтому серная концентрированная и азотная кислоты могут окислять практически все металлы (независимо от их положения в ряду напряжений) и многие неметаллы. На холоде не окисляются железо, алюминий, хром. Платина и золото окисляются только смесями кислот.

Рассмотрим продукты восстановления анионов SO₄^2- и NO₃^- в зависимости от активности реагирующего металла, т.е. его положения в электрохимическом ряду напряжения металлов.

H₂SO₄ (конц.)

Наиболее активные металл (Li - Zn)  соль + H₂S + вода (S^-2)

Металл средней активности (Fe - Pb)  соль + S + вода (S⁰)

Неактивный металл (после Н₂)  соль + SO₂ + вода (S⁺⁴)

HNO₃ (конц.)

Металл любой активности  NO₂ (N⁺⁴)

HNO₃ (разб.)

Наиболее активный металл (Li - Zn)  N₂ (N⁰)

Металл средней активности (Fe - Pb)  N₂O (N⁺¹)

Неактивный металл (после Н₂)  NO (N⁺²)

HNO₃ (очень разб.)

Активные металлы  NH₃ (NH₄NO₃) (N^-3)

Для выполнения заданий по теме "Галогены" повторите соответствующий материал по предлагаемым пособиям или учебникам. Обратите внимание на возможность последовательного вытеснения галогенов из растворов солей и на распознавание галогенов при взаимодействии с раствором нитрата серебра.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Закончите следующие уравнения реакций:

а) Ag + H₂SO₄ (конц.)

б) Mg + H₂SO₄ (разб.)

в) Na + HNO₃ (оч. разб.)

2. Напишите уравнения реакций взаимодействия углерода с алюминием, водородом, оксидом кремния (IV), фтором, серой, оксидом железа (III), кислородом, оксидом углерода (IV). В каких реакциях углерод выступает в роли окислителя, а в каких - восстановителя?

3. Составьте электронографические схемы строения атомов фтора и хлора. Какие валентности и степени окисления могут проявлять эти атомы в соединениях? Чем можно объяснить одинаковые и различные значения?

4. Осуществите превращения по схеме:

HCl Cl₂FeCl₃FeCl₂ FeSO₄ FeBr₂ Br₂ HBrO₃

5. Как получить хлор, используя указанные реактивы. Составьте соответствующие уравнения реакций.

а) Оксид свинца (IV) и соляная кислота

б) Оксид марганца (IV), хлорид калия и серная кислота

7. При действии 3 моль соляной кислоты на 7,2г перманганата калия получили газ, который пропустили через 130 мл горячего раствора гидроксида натрия (плотность 1,2 г/мл) с массовой долей щелочи 10%. Вычислите массу полученной кислородсодержащей соли, если выход продукта составляет 83%.

ЗАНЯТИЕ 17

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ХЛОРИД, СУЛЬФАТ, КАРБОНАТ АНИОНЫ

Цель: Отработать умения осуществлять качественные реакции для обнаружения анионов в растворе, описывать наблюдения, составлять уравнения химических реакций.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок; растворы: кислот, солей и оснований.

При проведении опытов помнить:

осторожно наливать растворы над подносом,

использовать указанные реактивы;

по окончании эксперимента, убрать рабочее место,

вымыть руки.

Пояснение к работе

Экспериментальная задача.

В трех пробирках (№1, №2, №3) даны вещества:

- хлорид бария;

- карбонат натрия;

- сульфат железа (II).

Внимание! Для определения анионов следует брать пробы растворов и проводить реакции в отдельных пробирках, нельзя проводить реакции в том образце, который вам выдан.

С помощью индикатора универсального и реактивов, имеющихся в наличии, используя качественные реакции определить, в какой пробирке какое вещество. Записать ход определения, составить уравнения проведенных химических реакций.

Задание: осуществите эксперимент, результаты работы оформите в виде таблицы:

№ опыта

Используемый реактив

Наблюдаемый признак реакции

Уравнение реакции. Вывод.

ЗАНЯТИЕ 18

ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.

РЕШЕНИЕ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «НЕМЕТАЛЛЫ»

ЗАДАНИЕ № 1

Осуществите следующие превращения. Для уравнения одной из окислительно-восстановительной реакции составьте электронный баланс, уравнение одной из реакций обмена составьте в молекулярной и ионной формах:

а)Al  Al₂S₃  Al(OH)₃  Al₂O₃  Al  Na[Al(OH)₄]

_+Na2CO3

б) Fe₃O₄  Fe  Fe₂(SO₄)₃  Fe(OH)₃  Fe(NO₃)₃  X

_{+ KI}

в) CuOH  Cu₂O  Cu  Cu(NO₃)₂  CuSO₄  Y

ЗАДАНИЕ № 2

Задача. Смесь кремния, графита и карбоната кальция массой 34 г обработали раствором гидроксида натрия. Получили газ объемом 22,4 л (н.у.). При обработке такой же массы смеси раствором соляной кислоты получили 2,24 л газа (н.у.). Рассчитайте массовые доли компонентов в смеси.

ЗАДАНИЕ № 3

Задача. Какую массу серной кислоты с массовой долей H₂SO₄ 70% можно получить из 200 кг пирита FeS₂, содержащего 10% примесей, если массовая доля выхода продукта реакции 84%?

ЗАДАНИЕ № 4

Задача. Кусок чугуна массой 230 г растворили в соляной кислоте. Полученный раствор обработали гидроксидом натрия и оставили на воздухе на некоторое время. После фильтрования и просушивания осадка его масса составила 428 г. Определите массовую долю углерода во взятом образце чугуна.

Задания для самостоятельного выполнения

1. Смесь железа и меди обработали концентрированной серной кислотой на холоде, при этом выделилось 3,36 л газа (н.у.). Такую же навеску смеси металлов обработали разбавленной серной кислотой, выделившийся при этом газ занял объем 1,12 л (н.у.). Определите массу смеси металлов. Какова массовая доля меди в смеси?

2. Газ, полученный при действии 76 мл раствора гидроксида калия (плотностью 1,1 г/мл) с массовой долей КОН 8% на 6,75 г алюминия, пропустили над раскаленным оксидом меди (II). Полученный твердый остаток взвесили. Определите массу полученного твердого продукта.

3. Осуществите превращение по предложенной схеме:

NH₄NO₂ N₂ NH₃ NO  NO₂ HNO₃ AgNO₃ O₂ CO₂

Для реакции 6 запишите уравнение реакции в молекулярном, ионно-молекулярном видах, составьте электронный баланс.

ОБОБЩЕНИЕ ЗНАНИЙ

ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

ЗАДАНИЕ № 1

Даны электронные конфигурации валентных электронов двух химических элементов …3s¹ и …3s²3p⁵ . Определите элементы, которым соответствуют данные конфигурации валентных электронов. Напишите формулу молекулы, образованную данными атомами, укажите тип химической связи в этой молекуле, составьте ее электронную формулу.

ЗАДАНИЕ № 2

Элемент, образующий простое вещество с невысокой электропроводностью и большим сопротивлением, имеет на внешнем энергетическом уровне столько же электронов, сколько и свинец, а валентных электронов - больше, чем азот, но меньше, чем бром. В ядре атома этого элемента число нейтронов равно порядковому номеру элемента, следующего за мейтнерием. Назовите этот элемент. Укажите его высшие оксид и гидроксид, назовите их характер. Составьте формулу средней соли, полученной из названного гидроксида. Дайте ей название.

ЗАДАНИЕ № 3

Осуществите превращение по схеме. Составьте уравнения реакций. Укажите окислители и восстановители в ОВ реакциях. Определите тип реакций.

FeCl₂ FeCl₃ Fe(OH)₃

↓

↑ Fe(NO₃)₃

↓

Fe ← FeO ← Fe₂O₃

ЗАДАНИЕ № 4

Подберите вещества, которые необходимы для составления цепочки превращения. Напишите необходимые уравнения реакций.

S^-2 S⁰ S⁺⁴ S⁺⁶ S⁺⁴ S⁰ S^-2

ЗАДАНИЕ № 5

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия бихромата калия K₂Cr₂O₇ и сульфида натрия Na₂S с сульфитом натрия Na₂SO₃. Определите продукты реакции. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса. Укажите окислительно-восстановительный характер бихромата калия, сульфида натрия и сульфита натрия.

ЗАДАНИЕ № 6

В лабораторию доставили для определения состава минеральную воду из железистого источника. Лаборант определил наличие катионов Na⁺, K⁺, Fe²⁺ и анионов Cl^-, HCO₃^2-, SO₄^2-. Какие реакции были проведены? Какие признаки реакции можно было наблюдать? Как вы думаете, какова среда (кислая, щелочная или нейтральная) в этой минеральной воде, если содержание катионов железа (II) незначительно, а гидрокарбонат-иона велико?

ЗАДАНИЕ № 7

Задача. Смешали 200г раствора с массовой долей серной кислоты 12% и 100 мл 0,1М раствора гидроксида натрия. Определите состав и массу полученной соли.

ЗАДАНИЕ № 8

Задача. 2 кг песка сплавили с избытком гидроксида калия, получив в результате реакции 3,82 кг силиката калия. Определите массовую долю выхода продукта реакции, если песок содержит 10% примесей.

Задания для самостоятельного выполнения

Выполните примерный вариант итоговой контрольной работы. При выполнении работы засекайте время, затраченное на то или иное задание, вернитесь к материалу тех тем, которые вызвали наибольшее затруднение.

1. Для элементов № 12, 14 и 15 составьте формулы высших оксидов и гидроксидов. Укажите их характер (основный, амфотерный, кислотный). Составьте электронную формулу атома, образовавшего гидроксид с наиболее выраженными кислотными свойствами. Укажите возможные валентности и степени окисления этого атома. Составьте химическую формулу его водородного соединения, определите тип химической связи, изобразите электронную формулу молекулы водородного соединения.

2. Осуществите превращение по схеме:

_{1 2 3 4 5 6}

KCl  K  KOH  K₂[Zn(OH)₄] ZnCl₂ Zn(NO₃)₂ ZnO

Для уравнения 1 укажите тип химической реакции, для уравнения 2 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель, для уравнения 4 составьте ионно-молекулярное уравнение реакции.

3. Докажите качественный состав соли карбоната лития. Запишите уравнения качественных реакций на катион, на анион, составьте уравнение гидролиза этой соли, укажите реакцию среды в растворе соли.

4. Смесь железа, меди и алюминия обработали раствором КОН, получив при этом 13,44 л газа (н.у.). Не растворившийся остаток смеси обработали раствором соляной кислоты, при этом выделилось еще 5, 44 л газа (н.у.). Определите массу взятой смеси, если количество вещества самого активного и наименее активного металлов в смеси одинаковы. (Ответ: 50 г)

ИТОГОВАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

При выполнении итоговой контрольной работы воспользуйтесь следующими рекомендациями:

• внимательно прочтите текст всех заданий;

• выберите те задания, которые кажутся вам наиболее простыми и понятными (задания можно выполнять в любом порядке, указав номер выполняемого задания), начните свою работу именно с них;

• при необходимости можно пользоваться черновиком (черновик не проверяется);

• следите за временем, чтобы правильно распределить рабочее время уделяйте каждому заданию примерно равные промежутки времени (примерно по 15-20 мин), оставшиеся 10-15 мин вы потратите на проверку работы, на перенесения записей из черновика;

• если вы не можете выполнить полностью все задание, запишите часть решения, например, часть уравнений из цепочки превращений, определение только катиона или только аниона (в 3 задании), начало решения задачи (работа с уравнением реакции) и т.д.;

• после завершения выполнения отдельного задания, вернитесь к его условию и проверьте, всё ли вы выполнили из того, что требовалось;

• отметка за контрольную работу будет определяться как средняя из отметок, полученных за каждое задание.

Успехов в работе.

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

Основная

1. Ю.М. Ерохин. Химия (учебник). - М.: Мастерство,2003

2. Ю.М. Ерохин, В.И. Фролов. Сборник задач и упражнений по

химии (с дидактическим материалом), (учебное пособие). - М.:

Академия, 2003

Дополнительная

1 Химия: Учебник для студ. сред. проф. учеб. заведений / О.С.

Габриелян, И.Г. Остроумов. ─ М.: Издательский центр

«Академия», 2005.

2. Химия в тестах, задачах и упражнениях : учеб. пособие для

студентов сред. проф. учеб. заведений / О.С. Габриелян,

Г.Г. Лысова. - М.: Издательский центр «Академия», 2006.

3. Химия. 10,11 класс / И.И. Новашинский, Н.С. Новашинская. ─

Краснодар: Совет. Кубань, 2006

4. И.Г. Хомченко. Общая химия. - М.: Новая волна - ОНИКС,

2005

5. Хомченко И.Г. Сборник задач и упражнений по химии для

средней школы. ─ М.: «Издательство Нова Волна», 2004.

Приложение 1

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ

РАЗЛИЧНЫХ ТИПОВ

Одно из реагирующих веществ взято в избытке.

Водный раствор, содержащий 19,6 г ортофосфорной кислоты, полностью нейтрализовали раствором, содержащим 44 г гидроксида калия. Рассчитайте массу образовавшейся при нейтрализации воды.

Дано:

m(H₃PO₄) = 19,6 г

m(KOH) = 44 г

Найти:

m(H₂O)= ?

М(Н₂О)=18 г/моль

М (H₃PO₄)=98 г/моль

М(КОН)=56 г/моль

Решение.

1. Составим уравнение полной нейтрализации ортофосфорной кислоты гидроксидом калия

0,2 моль 0,79 моль X

H₃PO₄ + 3KOH = K₃PO₄ + 3H₂O

1 моль 3 моль 3 моль

2. Рассчитаем количества вещества реагирующих веществ

ν(H₃PO₄) = = =

ν(KOH) = = =

3. Определим, какое из исходных веществ взято в избытке. Для этого сравним количество вещества, взятое по условию задачи, и необходимое по уравнению реакции.

<

Гидроксид кали взят в избытке, следователь-

но, расчет проводим по фосфорной кислоте.

4. Вычислим количество вещества воды (по

уравнению реакции)

= ; x= 0,6 моль (Н₂О)

5. Вычисляем массу образовавшейся воды.

m(H₂O) = ν· M = 0,6 моль · 18 г/моль = 10,8г

Ответ: m(H₂O) = 10,8 г

Исходное вещество содержит примеси.

Железная руда содержит Fe₃O₄, неметаллические примеси в этой руде составляют 35%. Определите массу железа, восстановленного угарным газом из руды массой 200 кг.

Дано:

m(руды) = 200 кг

ω(примесей)= 35%

Найти:

m(Fe) =?

М(Fe₃O₄)=232 г/моль

Решение.

1. Составим уравнение восстановления железа угарным газом

0,56 кмоль X

2Fe₃O₄ + 8CO = 6Fe + 8CO₂

2 кмоль 6 кмоль

2. Определим массовую долю и массу оксида железа Fe₃O₄ в руде

ω(Fe₃O₄) = 100% - 35% = 65%

m(Fe₃O₄) = ω · m(руды)=0,65· 200 кг = 130 кг

3. Определим количество вещества оксида железа Fe₃O₄

ν(Fe₃O₄) = = =

4.По уравнению реакции рассчитаем количество вещества железа и его массу.

= ; x =

m(Fe) = ν·M = 1,68 кмоль· 56кг/кмоль = 94,08 кг

Ответ: m(Fe) = 94,08 кг

Расчет массы (объема) продукта реакции с учетом массовой (объемной) доли выхода продукта реакции

Через 600 г раствора азотной кислоты, содержащий 42% HNO₃, пропустили избыток аммиака. Получили нитрат аммония массой 300 г. Определите массовую долю выхода продукта реакции к теоретически возможному.

Дано:

m(раствора) = 600г

ω(HNO₃) = 42%

m_практ.(NH₄NO₃) = 300г

Найти:

η=?

М(HNO₃)=63 г/моль

М(NH₄NO₃)=80 г/моль

Решение.

1. В задачах на расчет массовой доли

выхода продукта реакции используются два значения массы продукта:

m_практ. (реально полученная) и

m_{теорет.}(масса, рассчитанная по уравнению реакции).

η= · (100%)

2. Составим уравнение реакции

4 моль X

HNO₃ + NH₃ = NH₄NO₃

1 моль 1 моль

3. Определим массу азотной кислоты в растворе и ее количество вещества.

m(HNO₃) = ω·m_{раствора}= 0,42·600г=252г

ν(HNO₃) = ==4 моль

4. Рассчитаем количество вещества и m_{теорет.} нитрата аммония (по уравнению реакции)

=; x= 4 моль (NH₄NO₃)

m_{теорет.} (NH₄NO₃)= ν · M= 4 моль *

*80 г/моль= 360 г

Теоретическое значение массы всегда

больше практического значения.

5. Рассчитаем массовую долю выхода продукта реакции

η= · = =

Ответ: η=83%

Определение содержания компонентов в смеси веществ

Имеется смесь карбоната и гидрокарбоната натрия массой 180 г. При прокаливании этой смеси выделилось 8,1 г воды. Определите массу и массовую долю карбоната натрия в исходной смеси.

Дано:

m(смеси) =180г

m(H₂O)= 8,1г

Найти:

m(Na₂CO₃)=?

ω(Na₂CO₃) =?

М(NaHCO₃)=84 г/моль

М(Н₂О)=18 г/моль

Решение.

1. Так как смесь содержит 2 компонента,

составим 2 уравнения реакции термичес- кого разложения солей

Na₂CO₃≠ (1)

X 0,45моль

2NaHCO₃= Na₂CO₃ + H₂O +CO₂ ↑ (2)

2моль 1моль

2. Определим количество вещества воды

ν(H₂O)=== 0,45 моль

3. Определим по уравнению реакции количество вещества и массу гидрокарбоната натрия - одного из компонентов смеси.

= ; x= 0,9 моль

m(NaHCO₃)= ν·M=0,9моль · 84г/моль=

= 75,6 г

4. По разности определим массу второго

компонента смеси

m(Na₂CO₃) = m(смеси) - m(NaHCO₃) =

= 180г - 75,6г = 104,4г

5. Рассчитаем массовую долю карбоната натрия в исходной смеси

ω(Na₂CO₃)= = =

Ответ: ω(Na₂CO₃) = 58%

Расчет по уравнениям

последовательно протекающих реакций

К 200 г раствора сульфата меди (II) с массовой долей CuSO₄ 4% прилили гидроксид калия до полного осаждения синего осадка. Осадок прокалили. Над образовавшимся черным порошком пропустили (при нагревании) газообразный аммиак. Рассчитайте массу образовавшегося при этом красного вещества с металлическим блеском.

Дано:

m(раствора)= 200г

ω(CuSO₄) = 4%

Найти:

m(продукта) =?

М(CuSO₄)=160г/моль

Решение.

1.Составим уравнения протекающих

реакций в соответствии с условием задачи

0,05моль X

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄ (1)

1моль 1моль

0,05моль Y

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O (2)

1моль 1моль

0,05моль Z

3CuO +2NH₃ = 3Cu + N + 3H₂O (3)

3моль 3моль

2. Определим массу CuSO₄ в растворе и его количество вещества

m (CuSO₄)= ω·m(раствора)= 0,04·200г=8 г

ν(CuSO₄)= = =

3. По уравнению (1) находим количество

вещества Cu(OH)₂ :

ν(Cu(OH)₂)= 0,05моль

4. По уравнению (2) находим количество

вещества CuO (черный порошок, полученный после прокаливания):

Y = ν(CuO) = 0,05 моль

5. По уравнению (3) определяем количество вещества и массу образовав-

шегося красного металла - меди.

Z= ν(Cu)= 0,05 моль

m(Cu)= ν·M= 0,05 моль· 64г/моль= 3,2г

Ответ: m(Cu)= 3,2 г

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ

ПО СХЕМЕ ПРЕВРАЩЕНИЙ

ЗАДАНИЕ № 1.

Составьте уравнения реакций, соответствующие следующей схеме. Назовите продукты реакции:

1. Pb(NO₃)₂ NO₂ HNO₃ NH₄NO₃ N₂O

2. S i  Mg₂S i  SiH₄ SiO₂ Na₂SiO₃

3. KClO₃ O₂ P₂O₅ HPO₃ Ca(PO₃)₂

4. Al₂S₃ H₂S  HCl  Cl₂ NaClO

ЗАДАНИЕ № 2.

Подберите вещества, соответствующие буквам в цепочках превращений, запишите уравнения реакций. Назовите продукты реакций. Укажите тип химической реакции.

_{+ C + CuO + NaOH +CO2 + NaOH}

1. CO₂ A  B  C  D  E

t^o _{+ NO + NaOH}

2. NaNO₃  X_газ  Y  Z

Задания для самостоятельного выполнения

1. Осуществите следующие превращения:

СО₂ Ca(HCO₃)₂  CaCO₃  CaCl₂  Ca  Ca(OH)₂  Fe(OH)₃

2. При нагревании 20 г гидрокарбоната натрия выделилось 2,24 л углекислого газа (н.у.). Какова массовая доля примесей в образце?

3. 62,5 г мрамора, содержащего 20% примесей, обработали соляной кислотой. Образовавшийся газ пропустили над раскаленным углем массой 48 г. Какой газ и в каком объеме при этом получили?

4. Составьте уравнения реакций взаимодействия между:

а) кремнеземом и содой;

б) кремнеземом и гидроксидом бария;

в) кремнеземом и фтороводородом;

г) кремнеземом и металлическим магнием.

5. Даны соли: хлорид, сульфат, карбонат и силикат калия. Какие из них имеют в растворе щелочную реакцию среды? С помощью каких реакций можно определить каждую соль? Запишите соответствующие уравнения гидролиза солей и уравнения качественных реакций на названные анионы в молекулярном и ионно-молекулярном видах.