Будь умным!

У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.net

Общая и неорганическая химия

Работа добавлена на сайт samzan.net:

Поможем написать учебную работу

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.

Предоплата всего

от 25%

Подписываем

договор

Выберите тип работы:

Скидка 25% при заказе до 3.6.2024

                          Тема 1. Общая и неорганическая химия

                                               1.1 Введение

Курс общей химии необходим специалисту со средним профессиональным образованием, т.к. в современной жизни, особенно в производственной деятельности человека, химия играет исключительно важную роль. Химия относится к числу наук, изучающих окружающий мир со всем богатством и многообразием происходящих в нем явлений. Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с химией. Развитие химической промышленности – одно из важнейших условий технического прогресса страны.                       

                                       1.2 Основные понятия химии

Химия -  наука о веществах, их строении, свойствах и превращения.

Все вещества имеют определенные физические и химические свойства.

Физические свойства вещества - агрегатное состояние , плотность, растворимость, температура плавления, температура кипения, цвет, вкус, запах и др.

Химические свойства вещества – это способность данного вещества превращаться в другие вещества.

Превращения одних веществ в другие называются химическими реакциями.

Признаками протекания химических реакций являются: изменение цвета раствора, выпадение осадка, выделение газа, выделение теплоты и т.д

 Основные понятия химии:  атом, молекула, химический элемент, вещество, атомная масса, молекулярная масса, моль, валентность, химическая реакция.                                                      

 

                       Основные положения атомно-молекулярной  теории

  1.  Все вещества состоят из атомов и молекул. Между молекулами имеются промежутки: у газов - самые большие, у твердых веществ- самые маленькие.
  2.  Молекулы двигаются беспорядочно и непрерывно.
  3.  Простые вещества состоят из одинаковых атомов (H2, O2) , сложные - из разных (H2SO4, NaCI).

Молекула- это наименьшая частица вещества, сохраняющая свойства этого вещества

Атом  - это электронейтральная частица вещества, состоящая из положительного заряженного ядра и электронов.

Химический элемент - вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией. Например:  кислород и озон, графит и алмаз. Это явление объясняется числом атомов в молекуле и различной кристаллической решеткой.

Валентность – это число связей, которое образует данный атом с другими атомами в соединении.

Элементы с постоянной валентностью I – H водород, F фтор, щелочные металлы.

Элементы с постоянной валентностью II – О кислород, щелочноземельные металлы.

Элементы с постоянной валентностью III –  АI  Алюминий  

                         III II    II   I

Например: AI2O3    FeCI2

 Относительная атомная масса   (Ar) – это число, которое показывает,  во сколько раз абсолютная масса атома данного элемента больше 1/12 части абсолютной  массы атома углерода.

Относительная молекулярная масса вещества   (Мr) – это число, которое показывает,  во сколько раз абсолютная масса молекулы данного вещества больше 1/12 части абсолютной  массы атома углерода.

Масса любой молекулы равна сумме масс образующих ее атомов.

Например:

Mr [Fe2(SO]4)3 = 2 Ar(Fe) + 3 {Ar(S) + 4Ar(O)} = 2 ∙ 56 + 3 ( 32+4 ∙ 16) =400

Моль (n) – это количество вещества, которое содержит столько молекул (атомов) этого вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода.                 

                    n= m\ M

  

 Молярная масса  (М) - это масса одного моля вещества                                                        

   Молярная масса численно равна молекулярной массе

        Mr (Fe) = 56 →  M(Fe) = 56 г/моль

   Например:

  1.  Рассчитайте количество вещества азота массой 14 г?

Дано:                                                Решение                                                   

   m = 14г

   М(N2)=28г/моль                          n=m\M  =14\28= 0,5 моль      

   n  =?                       

Молярный объем Vm  объем одного моля газа при нормальных условиях (температура 0 С или 273 К , давление 1 атм – н.у.) равен   22,4 л

                                           V=n∙ Vm  

Например:

Вычислите объем, занимаемый при нормальных условиях 11г CO2

Решение:                                                               

   Дано:                                                

 m = 11г                                     V=n∙ Vm  

 М =44г/моль                             V=m/M ∙ Vm  = 11/44∙22,4л =5,6л  

 V= ?                                                            

Плотность любого вещества ρ –это отношение массы этого вещества m к его объему   

  ρ  = m\ V

Относительная  плотность одного газа по другому газу равна отношению их молярных или молекулярных масс

                                            DY(X) = M(X)\ M(Y)

Относительная  плотность любого газа по водороду равна: М(Н2)=2                Dн(X) = M(X)\ 2

Относительная  плотность любого газа по воздуху равна: М(воздуха)=2            Dв(X) = M(X)\ 29

Например: Определите плотность по водороду и по воздуху паров кислорода

Решение:                                                               

   Дано:                                                     DY(X) = M(X)\ M(Y)   

М(O2)=32г/моль                                       Dн(X) = M(X)\ 2=32/2=16

М(Н2)= 2г/моль                                      Dв(X) = M(X)\ 29=32/29=1,1

М(воздуха)=29г/моль

Упражнения:

1. Рассчитайте молекулярную массу: AI2(SO3)3 ,  Na3PO4,  Na2CO3                                           

  Хлорида железа(III), нитрата натрия, карбоната кальция .

2. Определите валентность: P2O5, N2O3, HCI, CO, CO2.

3. Определите массу: 0,1 моль NaOH, 2 моль HCI, 4 моль CuSO4 

4. Какое количество вещества содержится: в 4,9г Cu(OH)2, железа массой 112г?

5. Вычислите объем, занимаемый при нормальных условиях 4г CН4, 8г O2

6. Определите плотность по водороду и по воздуху паров N2, CI2.

 Темы для рефератов: ( Роль химии в развитии промышленности; История развития химии как науки; Химия и охрана окружающей среды.

                                                

                                             

                                             1.3Основные законы химии.

                                           1.  Закон сохранения массы веществ.

( 1748г. М.В.Ломоносов (Россия), 1789г. А.Лавуазье (Франция))

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

 

 NaOH+ HCI = NaCI + H2O

   m1       m2     m3     m4

                      m1 + m2  = m3 + m4

 Например:

۞ 1.  Сколько граммов гидроксида натрия требуется для превращения сульфата меди(II )массой 16г. в гидроксид меди(II)?

 Решение:

1. Составляем уравнение реакции  

2. Запишем условие задачи     

          16 x

      CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 +Na2SO4         

          160           80

3. Рассчитаем молекулярные  или молярные массы  используемых веществ

            Mr(CuSO4) = M(CuSO4) = 64+32+16∙4= 160г/моль

            Mr(2NaOH)  = M(2NaOH) = 2∙(23+16+1)= 80г/моль

4.Задачу можно решить, составив пропорцию

 

       16г (CuSO4)  -  х г (NaOH)

      160г/моль      -    80г/моль

5. Из пропорции находим  Х

           Х= 16∙80׃ 160= 8 г. (NaOH)

 

۞ 2. Сколько литров водорода выделится при взаимодействии железа массой 2,8г с серной кислотой (н.у.)?

                                                Решение:

1. Составляем уравнение реакции  

2. Запишем условие задачи обращаем внимание на водород, на нормальные условия и запоминаем что, 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем  22,4л     

  

        2,8г                                хл

         Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

          56                                 22,4л

3. Рассчитаем молекулярные  или молярные массы  используемых веществ

            Mr(Fe) = M(Fe) = 56г/моль

4.Задачу можно решить, составив пропорцию

 

       2,8г (Fe)  -  х л (H2)

      56г/моль  - 22,4л

5. Из пропорции находим  Х

           Х= 2,8∙22,4׃ 56= 1,12 л (H2)

۞3.Задачи, связанные с вычислением избытка или недостатка одного из реагирующих веществ.

Вычислите массу нитрата натрия, который можно получить из 50 г гидроксида натрия и 200 г азотной кислоты

                                                Решение:

1. Составляем уравнение реакции  

2. Запишем условие задачи

50г       (х1)200г        х2

NaOH+HNO3 = NaNO3 + H2O

40           63

3. Рассчитаем молекулярные  или молярные массы  используемых веществ

            Mr(NaOH) = M(NaOH) = 23+16+1= 40 г/моль

            Mr(HNO3)  = M(HNO3) =1+14+16∙3= 63 г/моль

            Mr(NaNO3)  = M(NaNO3) = 23+14+48=85г/моль

 

4.Первоначально необходимо определить какое из исходных веществ взято в избытке а какое в недостатке. Для этого одно из исходных веществ обозначим за Х, затем составляем пропорцию:

 

50г (NaOH)  -  х1  (HNO3)         

40г/моль     -   63г/моль     

5. Из пропорции находим  Х1

           Х1= 50∙63׃ 40=78,75г (HNO3)         

Для данной реакции понадобится 78,85 г азотной кислоты, а взято 200г. Значит, кислота взята в избытке, а гидроксид натрия в недостатке.  

Задачу решаем дальше по недостатку.

 50г                        х2

NaOH+HNO3 = NaNO3 + H2O

  1.  85

составляем пропорцию:

 

50г (NaOH)  -  х2  (NaNO3)         

40г/моль     -   85г/моль     

5. Из пропорции находим  х2

           Х2= 50∙85׃ 40=106,25г (NaNO3)         

                                                  2. Закон постоянства состава вещества  

 (1808г. Ж.Пруст, Франция)

Каждое чистое вещество,  независимо от способа получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например:  C+O2  = CO2             

Na2CO3 +2HCI = 2 NaCI + H2O + CO2}в CO2  содержится 27,3% углерода и 72,7% кислорода.

 

 

Например:

1. Вычислите массовые доли элементов в соединении CuSO4

                                               Решение:

Mr(CuSO4) = M(CuSO4) = 64+32+16∙4= 160г/моль

 

По формуле ω(элемента)= nAr(элемента)/ Mr(вещества)

ω (Cu) = nAr(Cu))/ Mr(CuSO4) =  64/160  =  0,4 или 40%       (умножаем на 100%)

ω (S) = nAr(S))/ Mr(CuSO4)   =       32/160 = 0,2 или 20%

ω (O) = nAr(O))/ Mr(CuSO4)  =    4∙16/160 = 0,4 или 40%

  1.  Вычислите, сколько граммов меди содержится в CuO массой  40г?

 Решение: M(CuO) = 64+16= 80г/моль       M(Cu)=64г/моль

Составляем пропорцию:

В 80г/моль CuO содержится  64г\моль Cu

В 40г          CuO содержится  х г Cu

 

        Х= 40∙64׃ 80=32 г (Cu)         

                                                          3.Закон Авогадро  (1811г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых внешних условиях  ( температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. 

                                   NA = 6,02∙ 10  молекул  одного моля любого газа.

 N- число молекул      N = n ∙ NA

Например:  Сколько молекул содержится в CuO массой 0,8 г

  Решение:                                                              23

   Дано:                                                NA=6,02∙10

  m = 0,8г

 М =64+16=80г/моль                       N=n∙ NA

 N = ?                                                  n=m/M                                     23                     23             21

                                                          N= m/M ∙ NA = 0,8/80 ∙6,02∙10   =0,01∙6,02∙10 =6,02∙10

 

1. Сколько граммов хлорида калия образуется при взаимодействии 28 г. гидроксида калия с соляной кислотой.

2. Какой объем кислорода необходим для сжигания серы массой 4 г (н.у.)?

3. Сколько грамм оксида цинка получится при сжигании цинка в кислороде объемом 5,6 л при н.у.?

4. Сколько литров углекислого газа образуется при взаимодействии углерода массой 4г с кислородам объемом 11,2л (н.у.) Избыток какого вещества останется после реакции и в каком количестве ?

5. Вычислите массовые доли элементов в соединении FeSO4

6. Вычислите, сколько граммов меди содержится в CuSO4 массой  80г?

7. Сколько молей,сколько молекул и какой объем занимают 22г углекислого газа?

  Определите плотность этого газа по азоту и гелию.

1.4.Периодический закон и периодическая система элементов                            Д.И.Менделеева. Строение атома

Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX в.

Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок. Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволяют рассмотреть периодический закон и периодическую систему элементов с фундаментальных физических позиций. На базе современных представлений периодический закон формулируется так: Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные — большими.

В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем — по 8, в четвертом и пятом — по 18, в шестом — 32, в седьмом (незавершенном) — 21 элемент.

Каждый период, за исключением первого” начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (7-й период — незаконченный). Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами. В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (слово “лантаноиды” означает подобные лантану”, а “актиноиды” — “подобные актинию”). Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая  положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор — его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона. 

В VIII группе размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения.

Каждая группа делится на две подгруппы — главную и побочную

Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы — элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего 8 форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R2O, RО, R2O3, RO2, R2O5, RО3, R2O7, RO4, где R — элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы. Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности RН4, RН3, RН2, RН.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у франция, затем у цезия; неметаллические — у фтора, затем — у кислорода.

Согласно современной теории строения атома, атом состоит из ядра (протоны, нейтроны) и электронной оболочки (электроны).

Протон (р):   относительный заряд равен +1; относительная масса 1,0073.

Нейтрон(n): относительный заряд равен 0; относительная масса 1,0087

Электрон(е): относительный заряд равен -1; относительная масса 5,48 · 10

Английский физик Мозли установил, что «заряд ядра равен порядковому номеру элемента в Периодической системе»   

Порядковый номер определяет число протонов. Атом по заряду - нейтральная частица, следовательно, число электронов в атоме равно числу протонов. Относительная атомная масса элемента определяется сумой масс протонов и нейтронов. Поэтому, число нейтронов в атоме равно атомной массе за вычетом числа протонов.

Пример 1. Определить число протонов, нейтронов, электронов в атоме элемента с порядковым  номером  92     в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Элемент Уран U

Число протонов (р) равно 92

Число нейтронов (n) равно 238 - 92 = 146

Число электронов (е) равно 92

Изотопы - это структурные частицы, имеющие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов (частицы одного и того же элемента с различной массой).

Например Н-водород, Д -дейтерий, Т-тритий  

Область пространства вокруг ядра, для которой вероятность пребывания электрона равна 95%, называется атомной орбиталью. Электрон не движется по орбите, а занимает трёхмерную область в пространстве вокруг ядра - орбиталь. Решения волнового уравнения Шредингера позволяют охарактеризовать орбиталь четырьмя квантовыми числами.

n- главное квантовое число. Может принимать значения 1,2,3,4,5,6,7... Определяет энергетический уровень, на котором находится электрон, энергию электрона на уровне, размер орбитали. Чем больше значение главного квантового числа, тем больше энергия электрона и больше размер орбитали.

l-орбитальное квантовое число. Может принимать целочисленные значения от 0 до n-1. Если n= 4, то I = 0,1,2 и 3. Определяет энергетический подуровень, на котором находится электрон, энергию электрона на подуровне, а так же форму орбитали.

Электроны на s-подуровне (s-электроны) имеют сферическую форму орбитали, р-электроны симметричную гантель, у других орбиталь имеет более сложную конфигурацию.

m-магнитное квантовое число. Может принимать значение целых чисел от +1 до –1

1. Определяет возможное число орбиталей на подуровне, а так же пространственное расположение орбиталей.

Возможное число орбиталей для подуровней:

1 = 0 (s) m = 0 одна s-орбиталь

1 = 1 (р) m = 1,0,-1 три р-орбитали

1 = 2 (d) m =: 2,1,0,-1,-2    пять d-орбиталей и т. д

S-спиновое квантовое число. Определяет вращение электрона вокруг собственной оси. Может принимать значения +1/2 (предполагает вращение по часовой стрелке) и -1/2 (вращение против часовой стрелки)

В соответствии с принципом Паули «в атоме не может быть двух электронов, которые имеют одинаковые наборы четырёх квантовых чисел.  Таким образом, на одной орбитали могут находиться только два электрона с противоположными спинами. Отсюда следует, что:

на n=1 уровне находится 2 электрона     

на n=2 уровне находится 8 электронов   

на n=3 уровне находится 18 электронов

на n=4 уровне находится 32 электрона   

Период - последовательный ряд элементов с одинаковым числом заполняемых энергетических уровней, причём номер периода показывает номер внешнего энергетического уровня.

Группа - последовательный ряд элементов, имеющих однотипную электронную конфигурацию.

Все элементы в соответствии с электронным строением атома можно подразделить на металлические и неметаллические.

Металлические свойства элементов определяются способностью атомов «отдавать» электроны (восстановительные свойства).

Неметаллические свойства элементов определяются способностью атомов «принимать» электроны (окислительные свойства).

Изменение свойств элементов в Периодической системе можно проследить в горизонтальном направлении (в периоде) и вертикальном направлении (в группе). С увеличением порядкового номера элементов по периоду (слева на право) происходит нарастание неметаллических' свойств. Сверху вниз по подгруппам возрастают металлические свойства. Эти свойства связаны с атомными радиусами, а в конечном счете - с электроотрицательностью. Элементы, для которых электроотрицательность меньше двух относят к металлическим элементам (атомы только отдают электроны). Элементы, для которых электроотрицательность больше двух, относят к неметаллическим элементам.

                          

   Упражнения:

1. Напишите    электронные    формулы    атомов    элементов    с
порядковыми номерами 12 и 17. Распределите электроны по квантовым
ячейкам

2. Напишите электронные формулы атомов элементов алюминий
и галлий. Какой элемент проявляет более металлические свойства. Ответ
обосновать.

3.Напишите    электронные    формулы    атомов    элементов    с
порядковыми    номерами   15   и   19.    Определите   период   и    группу
Периодической системы Д.И. Менделеева, в которых находятся элементы.

       1. Напишите    электронные    формулы    атомов    элементов    с
порядковыми номерами 18 и 37. Распределите электроны по квантовым
ячейкам. К какому электронному семейству относятся элементы?

      2.Напишите электронные формулы атомов элементов кальция и
бария. Какой элемент проявляет более металлические свойства? Ответ
обосновать?

3.Напишите    электронные    формулы    атомов    элементов    с
порядковыми   номерами   39    и    51.    Определите    период    и    группу
Периодической системы Д.И.Менделеева, в которых находятся элементы

Изотопы

        Радиоактивность.

        Ядерные реакции

1.5. Основные классы неорганических соединений

                                             ОКСИДЫ

Определение

Оксиды - соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.       

Несолеобразующие

Солеобразующие       

Физические свойства

1. Агрегатное состояние

2. Растворимость в воде

Химические свойства

Способы получения

СО, SiO, N20, NO       

Основные оксиды, гидраты  которых являются    основаниями.(Na2О, СаО)

Оксиды металлов со степенью окисление+1,+2

Амфотерные оксиды, гидраты  которых являются   амфотерными гидроксидами.( АI2Оз,Cr2O3, ZnO,BeO)

Оксиды металлов со степенью окисление+3,+4.

Кислотные оксиды, гидраты  которых являются  кислотами.

Оксиды неметаллов.

(P2O5, CO2, N2O5, SO3, CI2O7)

жидкие (SO3, CI2O7)

газообразные  (CO2,N20, NO)       

твердые   (СаО, CuO, АI2Оз,Cr2O3)

растворимые  (основные оксиды щелочных и щелочноноземельных  металлов;  практически все кислотные оксиды (исключение:Si02)       

нерастворимые   (все остальные основные оксиды, все амфотерные оксиды; Si02 )

СаО       +       SОз       =   CaS04

Основной       кислотный    соль

Оксид              оксид

СаО + H2S04 = CaS04 + Н2О

ZnO + 2НСI = ZnCI2 + Н2О

ZnO (тв.) + 2NaOH (тв.) = Na2Zn02 + Н2О

1). Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:

4Li + 02 = 2Li20;    S + 02 = S02 

2). Разложение некоторых солей:

2Cu (NОЗ)2 =2СиО + 4N02+ 02

СаСОз=СаО + СО2

3). Окисление сложных веществ кислородом:

СН4 + 202 =С02 + H2O

4). Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Cu + 2H2S04 (конц.) = CuS04 + 502 + 2Н2О

Применение оксидов в сварочном производстве.

Основания

Классификация,      

номенклатура   

Химические свойства

Реакция нейтрализации

Гидроксида, в которых d-металлы имеют низкие с.o., способны окисляться кислородом воздуха

Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей

Способы получения
  1.  По основности:

  - одноосновные (NaOH, КОН)

  - двухосновные (Са(ОН)2, Cu (OH)2, Fe(OH)2  )

  - трехосновные (Ni(ОН)з, Со(ОН)з, Мп(ОН)з   )

    2.    По растворимости в воде 

 -   растворимые в воде сильные основания (щелочи) – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов     

   LiOH - гидроксид лития     

   NaOH - гидроксид натрия (едкий натр)     

   КОН - гидроксид калия (едкое кали)     

   Са(ОН)2 - гидроксид кальция     

   Sr(OH)2 - гидроксид стронция     

   Ва(ОН)2 - гидроксид бария;     

 -   нерастворимые в воде слабые   основания, например:     

   Cu (OH)2 - гидроксид меди (II)     

   Fe(OH)2 - гидроксид железа (II)     

   Ni(ОН)з - гидроксид никеля (III).     

Сu(ОН)2 + 2НNОз == Сu(NОЗ)2 + 2Н2О

4Fe(OH)2 + 02 + 2Н2О = 4Fе(ОН)з

2Мn(ОН)2 + 02 + 2Н2О = 2Мn(ОН)4 

2NaOH + FeCI2 = Fe(OH)2+ 2NaCI

Ва(ОН)2 + Na2S04 = ВаS04 + 2NaOH

1. Растворение соответствующих оксидов в воде:

Na20 + Н2О = 2NaOH;

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2

2. Растворение соответствующих щелочных или щелочноземельных металлов в воде:

2К + 2Н2О = 2КОН + Н2 

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:

FеСlз + 3КОН = Fе(ОН)з + 3КСI

 

Кислоты

Определение

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид катионов - ионы водорода Н+:       

Классификация         номенклатура   

1. По основности:           

 одноосновные (HCI, HCN, НNОз, НСIO4);   

 двухосновные (H2S, H2S04);   

 трехосновные (НзР04, НЗАs04 и др.);     

 четырехосновные (Н4Р2О7 и др.).     

2.По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот:   

       

 - бескислородные   

-   кислородсодержащие   

HF – фтороводородная

НСI - хлороводородная  

НВг - бромоводородная    НI – иодоводородная

H2S - сероводородная   

HCN -циановодородная

HNCS - тиоциановая       

НNОз - азотная                 HN02 - азотистая

НзВОз - борная                 Н2СОз - угольная     

Н2SiОз - кремниевая     НзР04 - фосфорная                          

Н3РОз - фосфористая         H2S04 - серная     

Н2SОЗ - сернистая              НСIO - хлорная     

НСIОз - хлорноватая          HCI02 - хлористая     

HCIO - хлорноватистая   Н2СгО4 - хромовая     

Н2Сr2О7 дихромовая   НМп04 -марганцовая     

По степени диссоциации в водных растворах:   

- сильные кислоты  HCI, НВг, HI, НNОз, H2S04, НCIO4, НCIOз

- слабые кислоты HF, H2S, HCN, НзВОз, Н2СОз,  Н2SiOз,HN02, НзР04 

Физические свойства  

Химические свойства

Способы получения

                              Агрегатное состояние     

Растворы газов в воде           

 

Жидкие

Твердые   

HF, HCI, НВг, HI,  H2S, HCN, Н2СОз        

НNОз, H2S04

НCIO4, НCIOЗ   

НзВОз, Н2SiOз

НзР04, НзРОз   

1. Взаимодействие с основаниями (реакции нейтрализации) - см. свойства оснований

2.Взаимодействие с основными оксидами

2НСI + MgO = MgCI2 + Н2О

З. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

            6НNОз + АI2Оз = 2АI(NОз)з + ЗН2О

4. Взаимодействие с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода

                       2НСI + Zn = ZnCI2 + Н2 

    

Выделяют из соответствующих солей:

2NaCI (тв.) + Н2S04 (конц.) = 2НСI + Na2S04

2. Кислородсодержащие кислоты получают различными способами. Конечной стадией многих из этих способов является растворение кислотных оксидов в воде:

S0з + Н2О = Н2S04 

Соли

Классификация

Нормальные        Кислые                               Основные  

(средние)     

NaCI                         КНСОз Fе(ОН)2NОз   

    Двойные                                               Комплексные   

 KCI х NaCI          [Ag (NНз)2] CI      

Физические свойства

По растворимости в воде соли делятся на растворимые, малорастворимые и нерастворимые в воде.

Химические свойства

Способы получения

1. Растворимые в воде соли взаимодействуют с более активными металлами, чем металл, входящий в состав.

 CuSO4+ Fe = Fe SO4 + Cu

2. Соли реагируют со щелочами

FeCI3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCI

3. Соли взаимодействуют с кислотами.

Pb(NO3)2 + 2HI = PbI2 +2HNO3

4. Соли взаимодействуют между собой

AgNO3 + NH4CI = AgCI +NH4NO3

5.При нагревании некоторые соли разлагаются.

CaCO3  = CaO + CO2

1.Взаимодействие кислот и оснований (реакция нейтрализации)

       2NaOH + 2HCI = 2NaCI + Н2О

2.Взаимодействие основных или амфотерных оксидов с кислотными оксидами

       СаО  +  SОз  = CaS04

3.Взаимодействие основных или амфотерных оксидов с кислотами

         СаО + H2S04 = CaS04 + Н2О

4.Взаимодействие кислотных оксидов с основаниями

         2NaOH + С02 = Nа2СОз + Н2О

5.Взаимодействие щелочей с солями

         2NaOH + FeCI2 = Fe(OH)2+ 2NaCI 

6.Взаимодействие солей с кислотами

     2HCI + Nа2СОЗ = 2NaCI + С02 + Н2О

Взаимодействие кислот с металлами

Кислота

1. Разбавленные

H2S04 H2S03 НзР04

НСI НВг НI

Металл

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg,AI,Mn,Zn,Cr,Fe,Ni,Sn,Pb

H2

Cu,Hg,Ag,Pt,Au

Соль + H2

Не реагирует

2.Концентрированная

H2S04

Соль + H2S + H2О      |AI|      соль + SO2 + H2О

Pt,Au

3. Разбавленная

           НNОз

Соль + NH3 + H2О      |AI|    соль + NO + H2О

                                                         или NH4 NO3

Pt,Au

3.Концентрированная

             НNОз

Соль + N2O+ H2О      |AI|      соль + NO2 + H2О

Pt,Au

Упражнения:

     1. Определите класс соединений и назовите их:

FeCI3, Н2СОз,KOH, Fe(OH)3, KCI, HCI , Nа2СОЗ, NaCI, С02 , Н2О, СаО, SОз,H2S, HCN,         2. Напишите уравнения реакций между:

Оксидом кремния (IV), и оксидом железа (II), оксидом бария и оксидом азота (III),оксидом меди (II) и оксидом серы (IV)

Хлоридом железа(III) и фосфатом натрия, сероводородом и нитратом меди(II),

сульфитом калия  и нитратом магния,  хлоридом железа(III) и серной кислотой,

гидроксида калия и соляной кислотой, гидроксида бария и азотной кислотой.

Осуществите следующие превращения:

CuO → CuCl2 → Cu(NO3)2

SO2 → H2SO3 → KHSO3 → K2SO3

PbO → Pb(NO3)2 → Na2PbO2 → Pb(OH)2

Ca →  Ca(ОН)2  → Ca(CI)2 →  Ca SO4 → Ca(NO3)2

1. Определите класс соединений и назовите их:

СаО, H2S04, CaS04, Н2О, CuO, CuCl2, Cu(NO3)2 , НNОз,

Напишите уравнения реакций между:

Оксидом серы  (IV), и оксидом меди (II), оксидом кальция  и оксидом азота (V),оксидом натрия и оксидом фосфора(V)

Хлоридом железа(III) и соляной кислотой, сероводородом и хлоридом меди(II),

Сульфитом натрия  и нитратом бария ,  хлоридом алюминия (III) и серной кислотой, гидроксида  бария  и соляной кислотой, гидроксида магния и азотной кислотой.

Осуществите следующие превращения:

CаO → Cа(ОН)2 → Cа(NO3)2

P2O5 → H3PO4 → Ca(H2PO4)2 → Ca3(PO4)2

Cu → Cu(NO3)2 → Cu(ОН)2  → Cu SO4 → AI2(SO4)3

  1.   Химическая связь

Химическая связь – это силы, которые соединяют атомы в молекулах.

Природу химической связи объясняет теория строения атомов. Главную роль в образовании химической связи играют электроны. Различают два основных вида химической связи – ковалентную связь и ионную связь.

                                               Ковалентная связь

Ковалентная связь существует в молекулах простых веществ (H2, CI2, O2, N2) и  в молекулах, которые образованы атомами различных неметаллов (HCI, H2O, PH3, PCI3, NH3, CO2)

Ковалентная связь – это связь атомов с помощью общих электронных пар.

 Ковалентные связи бывают полярными  и неполярными.

Неполярная связь – это ковалентная связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Неполярная связь в молекулах простых веществ, (одинаковых неметаллов): H2, CI2, O2, N2

Полярная связь – это ковалентная связь между атомами с различной Э.О.; при образовании полярной связи область перекрывания электронных облаков смещается в сторону атома с большей Э.О.

Полярная связь в молекулах сложных веществ, (разных неметаллов):   HCI, H2O, PH3, PCI3, NH3, CO2

                                              

                                                Донорно-акцепторная связь

Донорно-акцепторная связь является одним из видов ковалентной связи.

Донорно-акцепторная связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподеленной электронной парой одного атома и свободной орбитали другого атома.

Свойства донорно-акцепторной связи не отличаются от свойств обычной ковалентной связи.

Атом, который отдает свою неподеленную пару электронов для образования связи, называется донором.

Атом, который имеет свободную орбиталь и использует ее для образования связи, называется акцептором.

Например:

®

                                  Ионная связь

Теорию ионной связи предложил в 1916 г. немецкий ученый В.Коссель. Эта теория объясняет образование связей между атомами типичных металлов и атомами типичных неметаллов:

Согласно этой теории, при образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны, а атомы типичных неметаллов принимают электроны.

В результате этих процессов атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионами или катионами; а атомы неметаллов превращаются в отрицательные ионы-анионы. Заряд катиона равен числу отданных электронов.

В результате электростатического притяжения между катионом и анионом образуется молекула.

Связь между ионами называется ионной

Соединения, которые состоят из ионов, называются ионными соединениями.

Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения должна быть равна нулю, потому что любая молекула является электронейтральной частицей.

Например:

®

                                             Металлическая связь

Металлическая связь- связь между атомами и ионами металлов в кристаллической решетке, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Благодаря этому типу химической связи металлы обладают определенным комплексом физических и химических свойств, отличающим их от неметаллов.

             

                                                       Водородная связь

Водородная связь образуется между атомом водорода, связанным с сильным электроотрицательным элементом и другим сильным электроотрицательным элементов.

Водородная связь-это своеобразная химическая связь.

Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Примером межмолекулярной связи может быть водородная связь между молекулами воды.

Например:

Примером внутримолекулярной связи может быть водородная связь в двухосновной кислоте.

Особенно распространены водородные связи в молекулах белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений.

Упражнения:

  1.  Определите число отдаваемых и принимаемых электронов в следующих превращениях:

        

        Cu → Cu, Fe → Fe, P → P, S→ S  

  1.  Изобразите  образование химических связей в молекулах соединений:ZnS, MgI2, SiF4, F2O.
  2.  Определите тип химической связи:

CaS, ZnCI2, CO2, N2, H3P, KBr, Na2S

 

1. Определите число отдаваемых и принимаемых электронов в следующих превращениях:

Cr   → Cr ,       Sn →     Sn  ,     I  →     I    ,C  → C  

2. Изобразите  образование химических связей в молекулах соединений:MgS, ZnI2, BF3, H2O.

3. Определите тип химической связи:

MgS, KCI, H2, NaBr CI2, PH3, PCI3, NH3, O2 , Na2SO4

                                      1.7  Химические реакции

                 Общая  классификация химических реакций

По числу и составу реагентов и продуктов реакции

Например 

1. Реакции соединения

Это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно более сложное вещество

Fe + S = FeS

S + O2 = SO2

2.Реакции

разложения

Это реакции, в ходе которых из одного  сложного вещества образуются два  или несколько  простых веществ.

CaCO3 = CaO + CO2

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Реакции

замещения

Между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов  в молекуле сложного вещества

Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2

4.  Реакции    обмена

Это реакции между двумя  сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями.

Nа2СОЗ + ВаCI2  = 2NaCI + ВаСОЗ

По признаку теплового эффекта  

2H2 + О2 = 2H2О + Q

N2+ 3H2 = 2NH3 - Q

1.экзотермические

2. эндотермические

Это реакции, протекающие с выделением теплоты

Это реакции, протекающие с поглощением  теплоты

Упражнения:

  1.  Осуществите превращения и определите тип химической реакции:

P    →     P2O5   →   H3PO4  →   Ca3(PO4)2   →   Ca SO4

     Cu   →   CuO    →   CuCI2    →    Cu(OH)2    →   CuO  →  Cu

     H2S→ SO2 → SO3→ H2SO4 → Na2SO4

1.8 Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.

Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

 

Например:

N2H4 (гидразин)

 

 

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

 Расчет степени окисления

 Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

 

1.      Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).

 

2.      Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

 

3.      Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

 

4.      Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

 

Примеры:

V2+5O5-2;  Na2+1B4+3O7-2;  K+1Cl+7O4-2;  N-3H3+1;  K2+1H+1P+5O4-2;  Na2+1Cr2+6O7-2

 

Окисление, восстановление 

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

H20 - 2ē ® 2H+

S-2 - 2ē ® S0

Al0 - 3ē ® Al+3

Fe+2 - ē ® Fe+3

2Br - - 2ē ® Br20

 

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

                                                                           Mn+4 + 2ē ® Mn+2

S0 + 2ē ® S-2

Cr+6 +3ē ® Cr+3

Cl20 +2ē ® 2Cl-

O20 + 4ē ® 2O-2

 Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

Важнейшие восстановители и окислители

 

Восстановители

Окислители

Металлы,

водород,

уголь.

Окись углерода (II) (CO).

Сероводород (H2S);

оксид серы (IV) (SO2);

сернистая кислота H2SO3 и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.

Азотистая кислота HNO2;

аммиак NH3;

гидразин NH2NH2;

оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Галогены.

Перманганат калия(KMnO4);

манганат калия (K2MnO4);

оксид марганца (IV) (MnO2).

Дихромат калия (K2Cr2O7);

хромат калия (K2CrO4).

Азотная кислота (HNO3).

Серная кислота (H2SO4) конц.

Оксид меди(II) (CuO);

оксид свинца(IV) (PbO2);

оксид серебра (Ag2O);

пероксид водорода (H2O2).

Хлорид железа(III) (FeCl3).

Бертоллетова соль (KClO3).

Анод при электролизе.

 

 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

 

 Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

 

Уравнение составляется в несколько стадий:

 

1.      Записывают схему реакции.

 

KMnO4 + HCl ® KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

 

2.      Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

 

KMn+7O4 + HCl-1 ® KCl + Mn+2Cl2 + Cl20 + H2O

 

3.      Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

 

Mn+7 + 5ē ® Mn+2

2Cl-1 - 2ē ® Cl20

 

4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

 

Mn+7 + 5ē ® Mn+2

2

2Cl-1 - 2ē ® Cl20

5

––––––––––––––––––––––––

2Mn+7 + 10Cl-1 ® 2Mn+2 + 5Cl20

 

5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

 

2KMn+7O4 + 16HCl-1 ® 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

 

Упражнения:

1.Определите  степень окисления элементов в соединениях

     MgS, KCI, H2, NaBr CI2, PH3, PCI3, NH3, O2 , Na2SO4, K2B4O7, CaMnO4, NaCIO4

  

 

1.Определите  степень окисления элементов в соединениях

CaS, ZnCI2, CO2, N2, H3P, KBr, Na2S, Na2Cr2O7, NaBrO3

Упражнения: 

AICI3 + NaNO2 + H2O → AI(OH)3 + NaCI + NO + NO2

Al2O3+ C + N2→AIN + C

AI + Ag2S → Al2S3+ Ag

Hg + H2SO4(горячая,конц.) ® HgSO4 + SO2 + H2O

Hg + HNO3(конц.) ® Hg(NO3)2 + NO + H2O

 

Mn(OH)2 + Br2 + NaOH  ®  NaMnO4 +NaBr + H2O

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 ® HMnO4 + NaNO2 + Bi(NO3)3 + H2O

Fe2S3 + HCI → FeCl2+ H2+S

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

Fe(OH)3+ KOH + Br2® K2FeO4+ KBr + H2O    

  

Cr(OH)3 + H2O2+ NaOH → Na2CrO4+ H2O

Cr(NO3)3 + NaBiO3 +HNO3 → K2Cr2O7  + NaNO3 + Bi(NO3)3 + H2O

1.9 Растворы

Растворы - однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворённых веществ и продуктов их взаимодействия.

По агрегатному состоянию растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) или твёрдыми (многие сплавы металлов).
Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества.

Ненасыщенный раствор - раствор, содержащий меньше вещества, чем в насыщенном.

Перенасыщенный раствор - раствор, содержащий больше вещества, чем в насыщенном.

Растворение как физико-химический процесс

 Растворы образуются при взаимодействии растворителя и растворённого вещества. Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода - гидратацией).

Растворимость

 Предельная растворимость многих веществ в воде (или в других растворителях) представляет собой постоянную величину, соответствующую концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Она является качественной характеристикой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г растворителя (при определённых условиях).

 Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.

 Природа растворяемого вещества. Кристаллические вещества подразделяются на:

 P - хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды);

M - малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды);

Н - нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды).

 

 КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

 Способы выражения концентрации растворов

 Существуют различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

 

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :

 

w(B)= m(B) / m

 

Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества – CaCl2 в воде равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г.

 

Пример

Сколько грамм сульфата натрия и воды нужно для приготовления 300 г 5% раствора?

 

Решение

m(Na2SO4) = w(Na2SO4) / 100 = (5 • 300) / 100 = 15 г

 

где w(Na2SO4) – массовая доля в %,

m - масса раствора в г

m(H2O) = 300 г - 15 г = 285 г.

 

Таким образом, для приготовления 300 г 5% раствора сульфата натрия надо взять 15 г  Na2SO4 и 285 г воды.

 

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

                           C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) • V),

 

 где М(B)  - молярная масса растворенного вещества г/моль.

 Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 MNaOH - двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M(NaOH) = 40 г/моль).

 Пример

Какую массу хромата калия K2CrO4 нужно взять для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора?

 Решение

M(K2CrO4) = C(K2CrO4) • V • M(K2CrO4) = 0,1 моль/л • 1,2 л • 194 г/моль » 23,3 г.

 

Таким образом, для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора нужно взять 23,3 г K2CrO4 и растворить в воде, а объём довести до 1,2 литра.

 

Концентрацию раствора можно выразить количеством молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Такое выражение концентрации называют моляльностью раствора.

 

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.

Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.


Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода
Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд

Пример

Вычислите значение грамм-эквивалента (г-экв.) серной кислоты, гидроксида кальция и сульфата алюминия.

                                                           Э H2SO4 = М H2SO4 / 2 = 98 / 2 = 49 г

Э Ca(OH)2 = М Ca(OH)2 / 2 = 74 / 2 = 37 г

Э Al2(SO4)3 = М Al2(SO4)3 / (2 • 3) = 342 / 2= 57 г

 

Величины нормальности обозначают буквой "Н". Например, децинормальный раствор серной кислоты обозначают "0,1 Н раствор H2SO4". Так как нормальность может быть определена только для данной реакции, то в разных реакциях величина нормальности одного и того же раствора может оказаться неодинаковой. Так, одномолярный раствор H2SO4 будет однонормальным, когда он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата NaHSO4, и двухнормальным в реакции с образованием Na2SO4.

 

Пример

Рассчитайте молярность и нормальность 70%-ного раствора H2SO4 (r = 1,615 г/мл).

 Решение

Для вычисления молярности и нормальности надо знать число граммов H2SO4 в 1 л раствора. 70% -ный раствор H2SO4 содержит 70 г H2SO4 в 100 г раствора. Это весовое количество раствора занимает объём

 

V = 100 / 1,615 = 61,92 мл

 

Следовательно, в 1 л раствора содержится 70 • 1000 / 61,92 = 1130,49 г H2SO4

Отсюда молярность данного раствора равна: 1130,49 / М (H2SO4) =1130,49 / 98 =11,53 M

Нормальность этого раствора (считая, что кислота используется в реакции в качестве двухосновной) равна 1130,49 / 49 =23,06 H

 

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ

Теория электролитической диссоциации

( С. Аррениус, 1887г. )

 

1.      При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2.      Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3.      Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4.      Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

 

a = n / N                     0<a<1

Электролиты и неэлектролиты

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.

 

CaCl2  « Ca2+ + 2Cl-

HNO3 « H+ + NO3-

Ba(OH)2  « Ba2+ + 2OH-

 

Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например, для

Al2(SO4)3 –– 2 • (+3) + 3 • (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO4)2 –– 1 • (+1) + 3 • (+3) + 2 • (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1)     почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2)     некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3)     почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4)     вода.

Неэлектролиты

 Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

 

Степень диссоциации

 Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

 

a = n / N

 

и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

 

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ

 Ионные реакции в растворе

 Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

 Правила составления ионных уравнений реакций

1.      Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

2.      В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

3.      Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4.      Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

 Порядок составления ионных уравнений реакции

1.      Записывают молекулярное уравнение реакции

                                              MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2 

2.      Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

 

p

 

p

 

H

 

p

MgCl2

+

2AgNO3

®

2AgCl

+

Mg(NO3)2

3.      Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:

MgCl2 « Mg2+ + 2Cl-

AgNO3 « Ag+ + NO3-

Mg(NO3)2 « Mg2+ + 2NO3- 

4.      Записывают полное ионное уравнение реакции

                                    Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3- 

5.      Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

 

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-

 

Ag+ + Cl- ® AgCl¯ 

Условия необратимости реакций ионного обмена

1.      Если образуется осадок (¯) (смотри таблицу растворимости)

                                                        Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3

Pb2+ + 2I- ® PbI2¯

2.      Если выделяется газ ()

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2

 

3.      Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

 Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O

 H+ + OH- ® H2O

Растворимость солей, кислот и оснований в воде 

Катион

анион

H+

NH4+

K+

Na+

Ag+

Ba2+

Ca2+

Mg2+

Zn2+

Cu2+

Hg2+

Pb2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

OH-

 

P

P

P

–

P

M

M

H

H

–

H

H

H

H

NO3-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Cl-

P

P

P

P

H

P

P

P

P

P

P

M

P

P

P

S2-

P

P

P

P

H

P

–

–

H

H

H

H

H

H

–

SO32-

P

P

P

P

M

M

M

P

M

–

–

H

M

–

–

SO42-

P

P

P

P

M

H

M

P

P

P

–

M

P

P

P

CO32-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

–

H

H

H

–

–

SIO32-

H

–

P

P

H

H

H

H

H

–

–

H

H

–

–

PO43-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3COO-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);

M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);

H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);

– - разлагается водой или не существует.

Ионное произведение воды

 Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:

H2O « H+ + OH-

K = ([H+][OH-]) / [H2O] = 1,8 • 10-16 (при 22°С 

Величина pH используется для характеристики раствора. 

 

Название

Окраска  индикатора  в  среде

 

Кислая

[H+] > [OH-]

 рН < 7

Нейтральная

[H+] = [OH-]

рН = 7

Щелочная

[OH-] > [H+]

рН > 7

Лакмус

красный

фиолетовый

синий

Фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновый

Метилоранж

розовый

оранжевый

желтый

 

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). 

Реакция
раствора

сильно-
кислая

слабо-
кислая

¯

слабо-
щелочная

сильно-
щелочная

¬

нейтральная

®

Усиление кислотности среды

 

Усиление основности среды

 

 

 

Гидролиз солей

Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита.

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.

Большинство реакций гидролиза - обратимы:

 

Pb(NO3)2 + H2O « Pb(OH)(NO3) + HNO3

Na2HPO4 + H2O « NaH2PO4 + NaOH 

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K2SO4, NaClO4, BaCl , Ca(NO3)2 и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO3, Mg3(PO4)2 и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

 Гидролиз по катиону

 Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:

                                                                   NH4Cl + H2O « NH4OH + HCl

 В ионной форме:

NH4+ + H2O « NH4OH + H+

 При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

 Гидролиз по аниону

 Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой гидролизуются по аниону:

CH3COOK + H2O « CH3COOH + KOH

В ионной форме:

CH3COO- + H2O « CH3COOH +OH-

 

 Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7). 

Гидролиз по катиону и аниону

 Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:

                                                 CH3COONH4 + H2O « CH3COOH + NH4OH

или в ионной форме:

CH3COO- + NH4+ + H2O « CH3COOH + NH4OH

 

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.

Реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pH = 7–8).

Упражнения:

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах:

1.   Соляная кислота + нитрат серебра, хлорид бария + серная кислота, гидроксид натрия + хлорид аммония, карбонат натрия + гидроксид кальция, гидроксид железа + азотная кислота.

  1.  Определите массовую долю (в%) хлорида натрия в растворе, полученном при растворении хлорида натрия массой 20 г в воде объемом 300мл
  2.  Определите молярную концентрацию раствора фосфорной кислоты, в 500 мл которого содержится фосфорной кислоты массой 9,8 г.
  3.  Сколько граммов гидроксида натрия содержится в растворе массой 250 г с массовой долей гидроксида натрия 20%
  4.  Напишите уравнение гидролиза следующих солей: хлорид алюминия, нитрат калия, нитрит калия, сульфат меди, хлорид бария, фосфат натрия, бромид цинка.

 

                                                      

                                                 1.10ВОДОРОД

 

Водород H - первый элемент в периодической системе, самый распространённый элемент во Вселенной (92%); в земной коре массовая доля водорода составляет всего 1%.

Впервые выделен в чистом виде Г. Кавендишем в 1766 г. В 1787г. А.Лавуазье доказал, что водород - химический элемент.

Атом водорода состоит из ядра и одного электрона. Электронная конфигурация - 1S1.  Молекула водорода двухатомная. Связь ковалентная неполярная.

 Изотопы:

1

Н - протий (99,98% по массе);

1

2

D - дейтерий (0,02%);

1

 

3

T - тритий (получен искусственно).

1

Физические свойства. 

Водород - газ, бесцветный, без запаха; t°кип = -253°C; t°пл = -259°C; почти не растворяется в воде (в 100V H2O растворяется 2V H2); легче воздуха. D (по воздуху) = 0,069.

 

Способы собирания.

Вытеснением воды

Вытеснением воздуха

 

 

 

Получение 

1)     взаимодействие активных металлов с кислотами - неокислителями:

Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2 

2)     взаимодействие алюминия (или цинка) с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2 

3)     электролиз воды и водных растворов щелочей и солей:

2H2O ® 2H2 + O2

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH 

4)     пропускание паров воды над раскалённым углём при 1000°C:

 

C + H2O « CO + H2 

5)     конверсия метана при 900°C:

CH4 + H2O « CO + 3H2 

Методы (1,2) используют в лаборатории, (3-5) используют в промышленности.

 

Химические свойства

При обычных условиях малоактивен (реагирует только с фтором)

Восстановительные свойства:

  1)     с неметаллами:

2H20 + O2 ® 2H2+1O   (со взрывом при поджоге)

H20 + S  –150-250°®  H2+1S

 

2)     с оксидами металлов:

H20 + СuO  –t°®  Cu + H2O

 

Окислительные свойства

3)     с щелочными и щелочноземельными металлами:

 H20 + 2Li0 ® 2Li+1H-1

H20 + Ca0 ® Ca+2H2-1

Применение

 

1)     Для промышленного синтеза NH3, HCl, CH3OH (реакцией CO + 2H2  –p;t°;kat®  CH3OH)

 

2)     Восстановление редких металлов из оксидов (W, Mo и др.).

 

3)     Гидрирование органических соединений (в частности, гидрогенизация растительных масел в твёрдые жиры).

 

4)     Для сварки и резки металлов водородно-кислородным пламенем.

 

Упражнения:

  1.  Определите массу цинка, который надо растворить в хлороводородной кислоте, чтобы полученным водородом можно было восстановить оксид меди (II) массой 32 г.
  2.  Какой объем водорода, измеренный при нормальных условиях, потребуется для восстановления оксида меди (II), который получили при термическом разложении гидроксида меди(II) массой 19,6 г ?
  3.  При взаимодействии щелочноземельного металла, массой 3,425 г с водой выделился водород объемом 560 мл (н.у.). Определите какой металл взят для реакции.
  4.  Осуществите превращения:

                 Zn    ®     ZnCl2    ®    NaCl   ®    NaOH     ®    Na2SO4

                                                            1.11  Галогены

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

 

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

 

Символ элемента

F

Cl

Br

I

At

Порядковый номер

9

17

35

53

85

Строение внешнего электронного слоя

2s22p5

3s23p5

4s24p5

5s25p5

6s26p5

Энергия ионизации, эв

17,42

12,97

11,84

10,45

~9,2

Сродство атома к электрону, эв

3,45

3,61

3,37

3,08

~2,8

Относительная электроотрицательность (ЭО)

4,0

3,0

2,8

2,5

~2,2

Радиус атома, нм

0,064

0,099

0,114

0,133

–

Межъядерное расстояние в молекуле Э2, нм

0,142

0,199

0,228

0,267

–

Энергия связи в молекуле Э2 (25°С), кДж/моль

159

243

192

157

109

Степени окисления

-1

-1, +1, +3,
+4, +5, +7

-1, +1, +4,
+5, +7

-1, +1, +3,
+5, +7

–

Агрегатное состояние

Бледно-зел.
газ

Зел-желт.
газ

Бурая
жидкость

Темн-фиол.
 кристаллы

Черные
кристаллы

t°пл.(°С)

-219

-101

-8

114

227

t°кип.(°С)

-183

-34

58

185

317

r (г*см-3 )

1,51

1,57

3,14

4,93

–

Растворимость в воде (г / 100 г воды)

реагирует
с водой

2,5 : 1
по объему

3,5

0,02

–

 

1)               Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.

2)               С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3)               Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

4)               С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

5)               Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.

6)               Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

 

 

 

 

 

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.

 Физические свойства

 Газ желто-зеленого цвета, с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха в 2,5 раза, малорастворим в воде. В свободном виде встречается в только в вулканических газах.

 t°пл. = -101°C,  t°кип. = -34°С.

 Получение

 Окисление  ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:

                                                 MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

 электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

                                                        2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

 Химические свойства

 Хлор - сильный окислитель.

 1)     Реакции с металлами:                               2Na + Cl2 ® 2NaCl

Ni + Cl2 ® NiCl2

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

 

2)     Реакции с неметаллами:                         H2 + Cl2  –hn® 2HCl

2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

 

3)     Реакция с водой:                                 Cl2 + H2O « HCl + HClO

 

4)     Реакции со щелочами:                   Cl2 + 2KOH  –5°C® KCl + KClO + H2O

3Cl2 + 6KOH  –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O

Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O

 

5)     Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

 

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2

Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

                  Соединения хлора
Хлористый водород

Физические свойства

 Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде

(1 : 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

 Получение

 1)     Синтетический способ (промышленный):

 H2 + Cl2 ® 2HCl

 2)     Гидросульфатный способ (лабораторный):

 NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl

Химические свойства

 1)          Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

 HCl « H+ + Cl-

 2)          Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

 2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

 3)          с оксидами металлов:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O 

5)          с солями:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2

HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

  БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

 Физические свойства

 Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

 Окисление ионов Br -  сильными окислителями:

 MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O

Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

 Химические свойства

 В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

 1)     Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

 2)     Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2 « 2HBr

3)     Реагирует с водой и щелочами :

Br2 + H2O « HBr + HBrO

Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

Бромистый водород HBr

 Физические свойства

 Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

 Получение

 

1)      2NaBr + H3PO4  –t°®    Na2HPO4 + 2HBr

 

2)    PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

 Химические свойства

 Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

 1)     Диссоциация:

HBr « H+ + Br -

 2)     С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

 Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

  1.  с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

 4)     с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O

Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O

NH3 + HBr ® NH4Br

 5)     с солями:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2

AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

 Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

 

6)     HBr - сильный восстановитель:

 2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2 + 2H2O

2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

 

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

 

Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

 Физические свойства

 Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).

 Получение

 Окисление ионов I- сильными окислителями:

 

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2

2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства

 

1)     c металлами:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

 

2)     c водородом:

H2 + I2 « 2HI

 

3)     с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI

I2 + H2S ® S + 2HI

 

4)     со щелочами:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

 Задачи

  1.  Осуществите превращения:

Хлор---хлороводород---хлорид меди ----хлорид цинка----хлор

  1.  Вычислите  плотность хлора и хлороводорода по воздуху
  2.  Через 70 мл 20% раствора иодида калия пропустили хлор (пл.1,186). Определите массу образовавщегося осадка.
  3.  Напишите электронные схемы и расставьте коэффициенты в следующих окислительно–восстановительных реакциях.

Cl2 + KOH ® KCl + KClO3 + H2O

KMnO4 + HCl ® MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

 

5. При взаимодействии смеси магния, меди и цинка массой 10г. с хлороводородной кислотой, выделился газ объемом3,36л (н.у.), а при взаимодействии этой же смеси со щелочью выделился газ объмом 2,24л. Определите массовую долю веществ в смеси.

 

1.12 ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы (подгруппы кислорода)

  

Поряд-

ковый

№

Элемент

Относитель-
ная атомная

масса

Электронная

конфигурация

Атомный

радиус,

нм

ПИ

эВ

Э.О

Степени

окисления

t°пл

°С

t°кип

°С

r

г/см3

8

Кислород

(O)

15,9994

[He] 2s22p4

0,066

14,5

3,5

-2, -1,

+1, +2

-218,4

-182,9

1,2

(-183°C)

16

Сера

(S)

32,06

[Ne] 3s23p4

0,105

10,5

2,6

-2, +2, +3,
+4, +5, +6

112,8

444,67

2,07

34

Селен

(Se)

78,96

[Ar] 3d104s24p4

0,116

9,8

2,01

-2, +4, +6

217

1390

4,8

52

Теллур

(Te)

127,60

[Kr] 4d105s25p4

0,143

8,6

1,9

-3, +3, +4, +5

450

1750

6,68

84

Полоний

(Po)

208,98

[Xe] 4f145d106s26p4

0,176

7,8

1,76

+2, +4

282

962

9,32

 

 КИСЛОРОД

 Кислород O2

(К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.)

 Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.

 Физические свойства

 Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H2O растворяется 3V O2 (н.у.);плотность по воздуху = 1,1.При глубоком охлаждении под давлением конденсируется в бледно-голубую жидкость t°кип= -183°С, которая при t°пл = -219°C превращается в кристаллы сине-голубого цвета.

 Способы получения

 1.      Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

2.      Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ)

 

2KMnO4  –t°® K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3  –t°;MnO2® 2KCl + 3O2

2H2O2  –MnO2® 2H2O + O2 

Химические свойства

 Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.

 С неметаллами

C + O2 ® CO2

S + O2 ® SO2

 С металлами

2Mg + O2 ® 2MgO

2Cu + O2  –t°® 2CuO

 Со сложными веществами

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

2H2S + 3O2 ® 2SO2 + 2H2O 

Горение в кислороде

 


 

Озон O3

 Озон -аллотропная модификация кислорода.

 Физические свойства

Газ, запах свежей хвои, бесцветный, растворим в воде; t°кип= -112°С; t°пл= -193°C.

 Получение

 3O2  ®  2O3

 1.      Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе

 


 

2.      Действием серной кислоты на пероксид бария

 

3BaO2 + 3H2SO4 ® 3BaSO4 + 3H2O + O3

Химические свойства

1.      Неустойчив:

O3 ® O2 + O

 

2. Сильный окислитель:

2KI + O3 + H2O ® 2KOH + I2 + O2

 

Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

 

Задачи:

  1.  При окислении двухвалентного металла массой 12 г получен его оксид массой 16,8г. Вычислите объем кислорода, затраченного на окисление металла.
  2.  Кислород образует основные, амфотерные и кислотные оксиды. Напишите их формулы.
  3.  Какой объем кислорода, при н.у., можно получить при разложении оксида ртути(2) массой 100г ?
  4.  Какой объем занимает кислород массой 10 г.при н.у. ?
  5.  Составьте электронные схемы и расставьте коэффициенты в ОВР

2KMnO4  –t°® K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3  –t°;MnO2® 2KCl + 3O2

2H2O2  –MnO2® 2H2O + O2 

                                        1.13 Подгруппа серы

  Сера - S

 Физические свойства

 Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С

  Аллотропия

 1)     ромбическая (a - сера) - S8

Наиболее устойчивая модификация.

 

 2)     моноклинная (b - сера) - темно-желтые иглы

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

 

3)     пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

 

 Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

 

 Получение

 1.      Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

 2H2S + O2 ® 2S + 2H2O

 3.      Реакция Вакенродера

2H2S + SO2 ® 3S + 2H2O

 Химические свойства

 Окислительные свойства серы
(S0 + 2ē ® S-2)

 1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

 2Na + S ® Na2S

 c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°:

2Al + 3S  –t°®  Al2S3 

2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

 H2 + S ® H2S

2P + 3S ® P2S3

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē ® S+2; S - 4ē ® S+4; S - 6ē ® S+6)

 3)     c кислородом:

S + O2  –t°®  S+4O2

2S + 3O2  –t°;pt®  2S+6O3

 4)     c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 ® S+2Cl2

 5)     c кислотами - окислителями:

S + 2H2SO4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

  Применение

Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.

  

 СЕРОВОДОРОД

 Физические свойства

 Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.

 Получение

 1)   H2 + S  ¬t°®H2S

 2)    FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2S

Химические свойства

 1)     Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота:

 Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

 2)     Взаимодействует с основаниями:

                                                     H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O

3)     Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

                                                   4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S + 2H2O

4)     Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

                                                        H2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2HNO3

 

          ОКСИДЫ СЕРЫ

 Оксид серы IV - SO2  (сернистый ангидрид; сернистый газ)

 Физические свойства

 Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

 Получение

 1)     При сжигании серы в кислороде:     S + O2 ® SO2

 2)     Окислением сульфидов:    4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

 3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

                                        Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2 + H2O

 4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

                                       Cu + 2H2SO4(конц) ® CuSO4 + SO2 + 2H2O

 Химические свойства

 1)     Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

 SO2 + H2O  «  H2SO3

 H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты BaSO3) и кислые (Ba(HSO3)2гидросульфиты).

 2)     Реакции окисления  (S+4 – 2ē ® S+6)

SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Оксид серы VI-SO3  (серный ангидрид)

 Физические свойства

 Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах). SO3 + H2O ® H2SO4

 SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

 Получение

1)      2SO2 + O2  ¬кат;450°C®  2SO3

 2)      Fe2(SO4)3  –t°®  Fe2O3 + 3SO3

 Химические свойства

 1)     Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:         SO3 + H2O ® H2SO4 

 H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

  

2)     SO3 - сильный окислитель.

 

СЕРНАЯ КИСЛОТА - H2SO4

 Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара). 

Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

 

 Производство серной кислоты

 

1-я стадия. Печь для обжига колчедана.

 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2 + Q 

2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):

                                                          2SO2 + O2 « 2SO3

 3-я стадия. Поглотительная башня:

                                                            nSO3 + H2SO4(конц) ® (H2SO4 • nSO3)(олеум)

 Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока. 

Химические свойства

 H2SO4 - сильная двухосновная кислота 

1)     Взаимодействие с металлами:

 a)     разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:               Zn0 + H2+1SO4(разб) ® Zn+2SO4 + H2O

 

b)     концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):                      2Ag0 + 2H2+6SO4 ® Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O

8Na0 + 5H2+6SO4 ® 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O

 2)     концентрированная H2S+6O4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S+4O2):                         S0 + 2H2SO4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O

2P0 + 5H2SO4(конц) ® 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O

 3)     с основными оксидами:

CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O

4)     с гидроксидами:

H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O

 

5)     обменные реакции с солями:

BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl

Задачи: 

  1.  В растворе серной кислоты объемом 2 л с массовой долей 90% и плотностью 1,8 растворили цинк. Какой образовался га и какой объем он занимает?
  2.  Определите массовую долю серы  в ее природных  соединениях: FeS2  и ZnS
  3.  Какая соль образуется при взаимодействии раствора серной кислоты массой 24,5г, массовая доля

серной кислоты в котором 20%, и гидроксидом натрия массой 2г.

  1.  Составьте электронные схемы и расставьте коэффициенты в ОВР

SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr

                                   S + HNO3(конц) ® H2SO4 + NO2 + H2O

 5. Осуществите превращения

 H2S ® SO2 ® H2SO3® NaНSO4® Na2SO3

       H2S ® SO2® SO3® H2SO4® Na2SO4

                                          1.14 ПОДГРУППА УГЛЕРОДА

 УГЛЕРОД

Аллотропия

Алмаз

 Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. =  4830°C.

Атомы углерода находятся в sp3- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными s- связями.

Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

 Применение: Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.

 Графит

Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; r = 2,5 г/см3.

В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp2- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.

Применение: Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.

 Карбин 

Чёрный порошок; r = 2 г/см3; полупроводник.

Состоит из линейных цепочек  –CºC–CºC–  и  =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии.

При нагревании переходит в графит.

Химические свойства

 Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

 Восстановительные свойства

 1)     с кислородом       C0 + O2  –t°®  CO2 углекислый газ

 при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

                                     2C0 + O2  –t°® 2C+2O угарный газ

 2)     со фтором          С + 2F2 ® CF4

 

3)     с водяным паром         C0 + H2O  –1200°®С+2O + H2 водяной газ

 

4)     с оксидами металлов    C0 + 2CuO  –t°®  2Cu + C+4O2

 

5)     с кислотами – окислителями:   C0 + 2H2SO4(конц.) ® С+4O2 + 2SO2 + 2H2O

       С0 + 4HNO3(конц.) ® С+4O2 + 4NO2 + 2H2O

 Окислительные свойства

 6)     с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C0 ® Al4C3

Ca + 2C0 ® CaC2-4 

7)     с водородом

C0 + 2H2 ® CH4

Оксид углерода (II) CO

 Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

 Получение

1)     В промышленности (в газогенераторах):  C + O2 ® CO2

CO2 + C ® 2CO

2)     В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):

                                                               HCOOH ® H2O + CO

H2C2O4 ® CO + CO2 + H2O

 

Оксид углерода (IV) СO2

 Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется "сухой лёд"); не поддерживает горение.

 Получение

1.       Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

                                                CaCO3  –t°®  CaO + CO2

 2.       Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

                                                             CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl ® NaCl + H2O + CO2

Химические свойства

 Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

                                                                      Na2O + CO2 ® Na2CO3

2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O

Угольная кислота и её соли  H2CO3

 Кислота слабая, существует только в водном растворе:             CO2 + H2O « H2CO3

  Характерны все свойства кислот.

Cредние соли - карбонаты (СO32-).

Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO3-).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

                                                          2NaHCO3  –t°®  Na2CO3 + H2O + CO2

Na2CO3 + H2O + CO2 ® 2NaHCO3

  

 КРЕМНИЙ

Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г.

Второй по распространённости элемент в земной коре (27,6% по массе)

 Степени окисления: +4, -4.

 Аллотропия

 1.Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; r = 2,33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру (sp3- гибридизация атомов кремния) и образует прочные ковалентные s- связи. Инертен.

 2.Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, r = 2 г/см3, более реакционноспособен.

 Получение

 1)      2С + Si+4O2  –t°®  Si0 + 2CO

 2)      2Mg + Si+4O2  –t°®  2MgO + Si0

  Химические свойства

 Типичный неметалл, инертен.

 Как восстановитель:

 1)     С кислородом            Si0 + O2  –t°®  Si+4O2

 2)     С фтором (без нагревания)     Si0 + 2F2 ® SiF4

 3)     С углеродом        Si0 + C  –t°®  Si+4C

(SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки)

Как окислитель:

4)     С металлами (образуются силициды):

 

Si0 + 2Mg  –t°®  Mg2Si-4

 

Силан SiH4

Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

 

Оксид кремния (IV) (SiO2)n

 SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма,опал, кремнозём (основная часть песка)

 Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины)

K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат)

 

Физические свойства

Твёрдое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C   

Кислотный оксид

 

При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

 

1)     С основными оксидами:

SiO2 + CaO ® CaSiO3

 2)     Со щелочами:

SiO2 + 2NaOH ® Na2SiO3 + H2O

 3)     С водой не реагирует

 4)     С солями:

SiO2 + CaCO3 ® CaSiO3 + CO2

 Задачи:

  1.  При обработке смеси карбонатов кальция и бария  массой 59,7г  хлороводородной  кислотой, взятой в избытке, выделилось11,2 л газа при н.у.  Определите массовые доли карбонатов в исходной смеси.
  2.  В воде объемом 1 л растворили карботана натрия массой 20 г. Определите массовую долю раствора.
  3.  На смесь кремния и угля массой 10 г. подействовали раствором раствором гидроксда натрия (пл.1,4) объемом 35,7мл с массовой долей NaOH 40%. Определите массовую долю смеси .Какой объем газа при этом выделится (н.у.)?
  4.  Осуществите превращения и напишите возможные  ионные уравнения

                        CO2® CaCO3® CaCl2®Са(NO3)2® CaCO3® CO2

                        Bа(NO3)2® BaCO3® BaCl2® BaCO3

  1.  Составьте электронные схемы и расставьте коэффициенты в ОВР

 CS2 + H2O ® СO2 +H2S

                   C+H2SO4 ® СО2 + SО2+ H2O

                                                                                                                                        

1.15 ПОДГРУППА АЗОТА

 Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
 

Поряд-
ковый
№

Элемент

Относит.
атомная
масса

Электронная
конфигурация

Атомный
радиус,
нм

ПИ
эВ

ЭО

Степени
окисления

t°пл.
°С

t°кип.
°С

r
г/см3

7

Азот (N)

14,01

[He] 2s22p3

0,075

14,5

3,0

-3, -2, -1, +1,
+2, +3, +4, +5

-210

-196

 

15

Фосфор (P)

30,97

[Ne] 3s23p3

0,110

10,5

2,1

-3, +1, +3,  +5

44,1

280

1,83

33

Мышьяк (As)

74,92

[Ar] 3d104s24p3

0,121

9,8

2,0

-3, +3, +5

613

 

5,7

51

Сурьма (Sb)

121,75

[Kr] 4d105s25p3

0,141

8,6

1,9

-3, +3, +4, +5

630,7

1750

6,68

83

Висмут (Bi)

208,98

[Xe] 4f145d106s26p3

0,152

7,8

1,9

+3, +5

271,3

1560

9,78

 N, P - типичные неметаллы

As, Sb - проявляют неметаллические и металлические свойства

Bi - типичный металл

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.

 

 АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ -  N

:NºN:

 Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

 Физические свойства

 Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

 Получение

 1.      Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.

2.      Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:      NH4NO2  –t°®  N2 + 2H2O

 Химические свойства

Молекула азота (:NºN:) очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

Восстановитель N20 ®  2N+2

Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)        N20 + O2 « 2N+2O  (в природе - во время грозы)

 Окислитель N20 ® 2N-3

1.      c водородом (500°С, kat, p)               N20 + 3H2 « 2N-3HЗ

2.      с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

                                                                     6Li + N20 ® 2LiЗN-3

3Mg + N20  –t°®  MgЗN2-3

АММИАК         NH3

 Физические свойства

 NH3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

 Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется 750V NH3 (при t°=20°C и p=1 атм). 

Получение

 1.      Промышленный способ    N2 + 3H2 ® 2NH3

2.      Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

                                            (NH4)2SO4 + 2KOH  –t°®  K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O

 Химические свойства

1.      Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.                             NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-

 2.      Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

                                                                     NH3 + HCl ® NH4Cl

2NH3 + H2SO4 ® (NH4)2SO4

ОКСИДЫ АЗОТА

Оксид азота (I)    N2+1O  закись азота, "веселящий газ"

 Физические свойства

 Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

 Получение     NH4NO3 –t°®  N2O + 2Н2O

 Химические свойства

 1.      Разлагается при 700°C с выделением кислорода:   2N2+1O  –t°®  2N20 + O20

 поэтому он поддерживает горение и является окислителем

 

2.      С водородом:    N2+1O + H2 ® N20 + Н2O

 

Оксид азота (II)  N+2O окись азота

 Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

       Получение

1.      Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)      4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O

 2.       3Cu + 8HNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

  1.  N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)

Оксид азота (III) - N2+3O3 азотный ангидрид

 Физические свойства

 Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.

 Получение

 NO2 + NO « N2O3

Химические свойства

 Все свойства кислотных оксидов.                 N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

 

Оксид азота (IV) - N+4O2 двуокись азота, диоксид азота

 Физические свойства

 Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

 Получение

1.       2NO + O2 ® 2NO2

2.       Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 Химические свойства

 1.      Кислотный оксид

           с водой                                         2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2

4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3

 

со щелочами                        2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O

 

2.      Окислитель                       N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O

 3.      Димеризация                     2NO2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость)

  Оксид азота (V) - N2+5O5 азотный ангидрид

 Физические свойства

 Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

 Получение

1.       2NO2 + O3 ® N2O5 + O2

       2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5

 Химические свойства

 1.      Кислотный оксид

N2O5 + H2O ® 2HNO3

 HNO2 Азотистая кислота

Получение

     AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯

 Химические свойства

 1.      Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

                                                    HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

 2.      Разлагается при нагревании:

                                                        3HNO2 ® HNO3 + 2NO + H2O

 3.      Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)           2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 ® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

4.      Сильный восстановитель:

                                                 HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl

 

     HNO3 Азотная кислота

Физические свойства

 Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3

 Получение

 1.      Лабораторный способ

                                       KNO3 + H2SO4(конц)  –t°®  KHSO4 + HNO3

 2.      Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

                      a)           Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

                                                      4NH3 + 5O2  –500°,Pt®  4NO + 6H2O

                            b)     Окисление кислородом воздуха NO до NO2

                                                                    2NO + O2 ® 2NO2

                             c)      Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

                                                        4NO2 + О2 + 2H2O « 4HNO3

 Химические свойства

 Очень сильная кислота.  

с основными оксидами               CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O

с основаниями                        HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O 

вытесняет слабые кислоты из их солей    2HNO3 + Na2CO3 ® 2NaNO3 + H2O + CO2 

1.      Разлагается на свету и при нагревании

                                                    4HNO3  –t°,hn®  2H2O + 4NO2 + O2

2.      При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

                                    металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ

 

 

HNO3

 

концентрированная

разбавленная

¯

¯

¯

¯

¯

Fe, Al, Cr, Au, Pt
пассивирует (без нагревания)

с тяжелыми металлами
NO2

со щелочными и щел.зем. металлами
N2O

с тяжелыми металлами
NO

со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe
NH3 (NH4NO3)

 

HNO3 + 4HCl

+ Au ® H[AuCl4] + NO + 2H2O

"царская водка"
(1:3 по объему)

 

 

3.      С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S0 + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

B0 + 3HNO3 ® H3B+3O3 + 3NO2

3P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4

Задачи:

  1.  Какой объем раствора азотной кислоты (пл. 1,18) с массовой долей азотной кислоты30% будет израсходован на растворение сплава массой 10 г, состоящего из меди (массовая доля 60%) и серебра (40%)
  2.  Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах между концентрированной азотной кислотой и1) серебром, 2)барием и 3)магнием.
  3.  Смешали аммиак массой 5,1 г с хлороводородом массой 12 г. Какое вещество и в каком количестве образовалось?
  4.  Какой объем при нормальных условиях будут занимать газ азот массой 560г и газ аммиак массой 25,5 г?
  5.  Из азота массой 56 кг получен аммиак массой 48 кг. Какова массовая доля в(%)  выхода аммиака к теоретическому?
  6.  Осуществите превращения и напишите возможные ионные уравнения

NH4OH ® (NH4)2SO4 ® NH3 ® NO

N2O5 ® КNO3 ® HNO3 ® Cu(NO3)2® NO2

NaNO3® O2® NO2® HNO3® Fe(NO3)3

  1.  Составьте электронные схемы и расставьте коэффициенты в ОВР

Cu + HNO3(разб.) ® Cu(NO3)2 + NO + H2O

P + HNO3 + H2O ® NO + H3PO4

HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl

1.16 Подгруппа фософра

 Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.

Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3

 Аллотропия  

Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS2), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится.

 Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения.

 Чёрный фосфор - полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 109 Па), устойчив.

 Получение

Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):

                                         Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C  –t°®  3CaSiO3 + 5CO + 2P

 Химические свойства.

 1.      Реакции с кислородом:                        4P0 + 5O2  –t°®  2P2+5O5

                       (при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2  –t°®  2P2+3O3)

 

2.      С галогенами и серой:                             2P + 3Cl2 ® 2PCl3

2P + 5Cl2 ® 2PCl5

2P + 5S  –t°®  P2S5

 (галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:

                                            PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl
                                            PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)

 3.      С азотной кислотой:

                                          3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2O

 4.      С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

                                                             2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3

 (фосфид магния легко разлагается водой     Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3(фосфин))

 

5.      Со щелочью:            4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3 + 3NaH2PO2 

Соединения фосфора

P-3H3 Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С.

 Получение

 Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:                                              Ca3P2 + 6HCl ® 3CaCl2 + 2PH3

Ca3P2-3 + 6H2O ® 3Ca(OH)2+ 2P-3H3

  

P2+3 O3 Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота H3PO3.

 

 P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

 

 

 

HP+5O3 Метафосфорная кислота.

 Получение

 P2O5+ H2O ® 2HPO3

 Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия) 

Характерны все свойства кислот.

 

H3P+5O3 Фосфористая кислота

 Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.

 Получение

 PCl3+ 3H2O ® H3PO3+ 3HCl

 

H3P+5O4 Ортофосфорная кислота.

 Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см3.

 Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH2PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4).

 Получение

 1)      P2O5+ 3H2O ® 2H3PO4

 Промышленный способ:

2)      Ca3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) ® 2H3PO4+ 3CaSO4¯

 3)      3P + 5HNO3+ 2H2O ® 3H3PO4+ 5NO

 Химические свойства

 Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.

                                                                       2H3PO4  –t°®  H4P2O7 + H2O

 Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43-

                                               3Ag+ + PO43- ® Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок)

Задачи:

  1.  Осуществите превращения:

Р→ P2O5→ H3PO4→ Ca3(PO4)2→ Р

  1.    Составьте электронные схемы и расставьте коэффициенты в ОВР

P + HNO3+ H2O ® H3PO4+ NO

P + СuSO4+ 2H2O ® 3H3PO4+ Cu+ H2SO4

P + H2SO4 ® H3PO4+ SO2+ H2O

  1.  Сколько граммов оксида фосфора (5) образуется при сгорании фосфора массой 93 г?

  1.  Вычислите массу ортофосфорной кислоты, которую можно получить при взаимодействии ортофосфата кальция  массой 77,5 кг с серной кислотой массой 120 кг.

1.17 Металлы

Положение металлов в периодической таблице

 Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.

К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

 Общие физические свойства

 Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

1)     Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду ––Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe® уменьшается.

2)     Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

3)     Электропроводность.

    Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса  к    положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду  ––Ag,Cu,Al,Fe® уменьшается.

4)     Теплопроводность.  Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

5)     Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6)     Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).

Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

7)     Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C).

Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

                              Сильные восстановители: Me0 – nē ® Men+

 I. Реакции с неметаллами

 1)     С кислородом:     2Mg0 + O2 ® 2Mg+2 O

2)     С серой:           Hg0 + S ® Hg+2 S

3)     С галогенами:    Ni + Cl2  –t°®  Ni+2Cl2

4)     С азотом:     3Ca0 + N2  –t°®  Ca3+2N2

5)     С фосфором:   3Ca0 + 2P  –t°®  Ca3

6)     С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

                                                                       2Li0 + H2 ® 2Li+1H

Ca0 + H2 ® Ca+2H

II. Реакции с кислотами

 1)     Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:                    Mg0 + 2HCl ®  Mg+2Cl2 + H20

6Na0 + 2H3PO4 ® 2Na3+1PO4 + 3H2

 Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

III. Взаимодействие с водой

 1)     Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na0 + 2H2O ® 2Na+1OH + H20

Ca0 + 2H2O ® Ca+2(OH)2 + H20

 

                                                        ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Общая характеристика

  

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.
°C

t°кип.
°C

ЭО

ПИ
эВ

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

3

Литий Li

[He] 2s1

0,531

180,5

1347

0,97

5,39

0,157

+1

11

Натрий Na

[Ne]3s1

0,97

97,9

882,9

1,01

5,138

0,191

+1

19

Калий K

[Ar] 4s1

0,859

63,65

774

0,91

4,339

0,236

+1

27

Рубидий Rb

[Kr] 5s1

1.53

38,4

688

0,89

4,176

0,253

+1

55

Цезий Cs

[Xe] 6s1

1,88

28.4

678

0,86

3,893

0,274

+1

87

Франций Fr

[Rn] 7s1

–

–

–

–

–

–

+1

 Физические свойства

 Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Низкий потенциал ионизации, который уменьшается с увеличением атомного номера.

Химические свойства

 Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды   R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

 Нахождение в природе

Li

Li2O • Al2O3 • 4SiO2 – сподумен 

Na

NaCl – каменная соль

Na2SO4 • 10H2O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO3 – чилийская селитра

 K

KCl • NaCl – сильвинит

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит

K2O • Al2O3 • 6SiO2 – полевой шпат (ортоклаз)

 Химические свойства

Все щелочные металлы - очень сильные восстановители, в соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs®.

Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.

Практически все соли растворимы в воде.

1.      Активно взаимодействуют с водой:2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2 

2.      Реакция с кислотами:       2Na + 2HCl ® 2NaCl + H2

3.      Реакция с кислородом:               

                                                             4Li + O2 ® 2Li2O(оксид лития)

2Na + O2 ® Na2O2(пероксид натрия)

K + O2 ® KO2(надпероксид калия)

 На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

 4.      В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

                                                                        2Li + Cl2 ® 2LiCl(галогениды)

2Na + S ® Na2S(сульфиды)

2Na + H2 ® 2NaH(гидриды)

6Li + N2 ® 2Li3N(нитриды)

2Li + 2C ® 2Li2C2(карбиды) 

5.      Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li+ – карминово-красный   Na+ – желтый     K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

 

Оксиды щелочных металлов – R2O

 Получение

 Окислением металла получается только оксид лития

                                               4Li + O2 ® 2Li2O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:                                                     Na2O2 + 2Na ® 2Na2O

KO2 + 3K ® 2K2O

Химические свойства

 Типичные основные оксиды.

Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

                                                                     Li2O + H2O ® 2LiOH

Na2O + SO3 ® Na2SO4

K2O + 2HNO3 ® 2KNO3 + H2O

Гидроксиды щелочных металлов – ROH

Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацело диссоциированы.

 Получение

 1.      Электролиз растворов хлоридов:

 2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2 

катод: 2H+ + 2ē ® H02

анод: 2Cl- – 2ē ® Cl02

2.      Обменные реакции между солью и основанием:

                                                            K2CO3 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + 2KOH

3.      Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

                                                                          2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2

Li2O + H2O ® 2LiOH

Na2O2 + 2H2O ® 2NaOH + H2O2

Химические свойства

 R–OH – сильные основания (щелочи) (основность увеличивается в ряду LiOH – NaOH – KOH – RbOH –CsOH); реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

 

2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O

LiOH + HCl ® LiCl + H2O  

Задачи:

  1.  Осуществите превращения:

 Na® Na2O2® Na2O® NaOH® NaCI® NaNO3® NaHSO4® Na2SO4® NaCI® Na

K→ KOH→KHCO3 ® K2CO3→ KOH

  1.    С какими из перечисленных веществ будет реагировать гидроксид натрия: соляной кислотой, оксидом магния, оксидом углерода, гидроксидом цинка, гидроксидом кальция? Приведите уравнения реакций.
  2.  Калий массой 3,9 г растворили в воде объемом 206, 2 мл. Определите массовую долю полученного раствора.
  3.  Напишите истинную формулу вещества с массовой долей углерода 17,9%, кислорода 47,77%, натрия 34,33%. Молекулярная масса вещества равна 134
  4.  Металл массой 0,86 г при реакции с водой вытесняет газ объемом246,4 мл (н.у.). Какой это металл?
  5.  Вычислите массу хлоридов натрия и калия в смеси массой 1,74 г,если при прибавлении к смеси избытка нитрата серебра образовался осадок массой 3,77 г.

Металлургия; Сплавы.

                                   1.18 ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

 Свойства щелочноземельных металлов

 

Атомный
номер

Название

Атомная
масса

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.
°C

t°кип.
°C

ЭО

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

4

Бериллий Be

9,01

[He] 2s2

1,86

1283

2970

1,5

0,113

+2

11

Магний Mg

24,3

[Ne]3s2

1,74

649,5

1120

1,2

0,16

+2

19

Кальций Ca

40,08

[Ar] 4s2

1,54

850

1487

1,0

0,2

+2

27

Стронций Sr

87,62

[Kr] 5s2

2,67

770

1367

1,0

0,213

+2

55

Барий Ba

137,34

[Xe] 6s2

3,61

710

1637

0,9

0,25

+2

87

Радий Ra

226

[Rn] 7s2

~6

~700

1140

0,9

–

+2

 Физические свойства

 Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

 Химические свойства

1.      Очень реакционноспособны.

2.      Обладают положительной валентностью +2.

3.      Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4.      Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).

5.      С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2.

6.      Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.

Нахождение в природе 

Be 

3BeO • Al2O3 • 6SiO2 – берилл

Mg

MgCO3 – магнезит

CaCO3 • MgCO3 – доломит

KCl • MgSO4 • 3H2O – каинит

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит

Ca

CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)

Ca3(PO4)2 – апатит, фосфорит

CaSO4 • 2H2O – гипс

CaSO4 – ангидрит

CaF2 – плавиковый шпат (флюорит) 

Sr

SrSO4 – целестин

SrCO3 – стронцианит 

Ba

BaSO4 – барит

BaCO3 – витерит

 Получение

 Бериллий получают восстановлением фторида:             BeF2 + Mg  –t°®  Be + MgF2

Барий получают восстановлением оксида:

                                                                                  3BaO + 2Al  –t°®  3Ba + Al2O3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

 

CaCl2 ® Ca + Cl2

катод: Ca2+ + 2ē ® Ca0

анод: 2Cl- – 2ē ® Cl02

 

Химические свойства

Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1.      Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:

                                                          Mg + 2H2O  –t°®  Mg(OH)2 + H2

Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2 

2.      Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2:

                                                                        2Mg + O2 ® 2MgO

Ba + O2 ® BaO2 

3.      С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Be + Cl2 ® BeCl2(галогениды)

Ba + S ® BaS(сульфиды)

3Mg + N2 ® Mg3N2(нитриды)

Ca + H2 ® CaH2(гидриды)

Ca + 2C ® CaC2(карбиды)

3Ba + 2P ® Ba3P2(фосфиды) 

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами. 

4.      Все металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl ® CaCl2 + H2

Mg + H2SO4(разб.) ® MgSO4 + H2

 Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:

 Be + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Be(OH)4] + H2

 5.      Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:

 Ca2+ - темно-оранжевый   Sr2+- темно-красный   Ba2+ - светло-зеленый

 Катион Ba2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

 

Оксиды щелочноземельных металлов

Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами

                                                                MgO + H2O ® Mg(OH)2

3CaO + P2O5 ® Ca3(PO4)2

BeO + 2HNO3 ® Be(NO3)2 + H2O

 BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H2O ® Na2[Be(OH)4] 

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2  

 Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера: 

Be(OH)2 – амфотерный гидроксид    Mg(OH)2 – слабое основание

 остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).

 1)     Реакции с кислотными оксидами:

                                                               Ca(OH)2 + SO2 ® CaSO3¯ + H2O

2)     Реакции с кислотами:

                                                         Ba(OH)2 + 2HNO3 ® Ba(NO3)2 + 2H2O

3)     Реакции обмена с солями:

                                                          Ba(OH)2 + K2SO4 ® BaSO4¯+ 2KOH

 

Жесткость воды

 

Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная  (постоянная)  жесткость – хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+:

 

1)     кипячением:                            Сa(HCO3)2  –t°®  CaCO3¯ + CO2 + H2O

Mg(HCO3)2  –t°®  MgCO3¯ + CO2 + H2O

 

2)     добавлением известкового молока:

 

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ® 2CaCO3¯ + 2H2O

 

3)     добавлением соды:

                                                       Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ® CaCO3¯+ 2NaHCO3

CaSO4 + Na2CO3 ® CaCO3¯ + Na2SO4

MgCl2 + Na2CO3 ® MgCO3¯ + 2NaCl

 

4)     пропусканием через ионнообменную смолу

 

а) катионный обмен:

2RH + Ca2+ ® R2Ca + 2H+

б) анионный обмен:

2ROH + SO42- ® R2SO4 + 2OH-

(где R - сложный органический радикал)

 

Для удаления временной жесткости используют все четыре способа, а для  постоянной - только два последних.

Задачи: 

  1.  Осуществите превращения:

Ca → Ca(OH)2 → CaCO3 ® CaCl2® Ca (NO3)2® Ca3(PO4)2

  1.  Сколько литров оксида углерода(IV) можно получить из известняка массой 25 г с массовой долей примесей 20 %?

  1.  Определите массовую долю кальция, содержавшегося в соединении CaOCI2

  1.  При разложении смеси карбонатов кальция и магния массой 14,2 г выделился оксид углерода(IV)

Объемом 3,36л. Определите массовую долю карбонатов в  смеси

1.19 Подгруппа алюминия

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.
°C

t°кип.
°C

ЭО

ПИ
эВ

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

5

Бор B

[He] 2s22p1

2,35

2300

2550

2,0

8,3

0,095

+3

13

Алюминий Al

[Ne] 3s23p1

2,70

660

2467

1,47

6,0

0,143

+3

31

Галлий Ga

[Ar] 3d10 4s24p1

5,91

30

2227

1,6

6,0

0,122

+3

49

Индий In

[Kr] 4d10 5s2 5p1

7,30

156

2047

1.7

5,8

0,162

+1,+2,+3

81

Таллий Tl

[Xe]4f145d106s26p1

11,85

303

1457

1,8

6,1

0,167

+1,+3

 Физические свойства

1.      С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов (В – неметалл; остальные – металлы).

2.      Бор значительно отличается по свойствам от других элементов (высокие т.пл., т.кип., твердость; инертность). Остальные элементы – легкоплавкие металлы, In и Tl - очень мягкие.

Химические свойства

1.      Все элементы трехвалентны, но с повышением атомной массы приобретает значение валентность, равная единице (Tl в основном одновалентен).

2.      Основность гидроксидов R(OH)3 возрастает с увеличением атомной массы (H3BO3 - слабая кислота, Al(OH)3 и Ga(OH)3 - амфотерные основания, ln(OH)3 и Tl(OH)3 -типичные основания, TlOH - сильное основание).

3.      Металлы подгруппы алюминия (Al, Ga, In, Tl) химически достаточно активны (реагируют с кислотами, щелочами (Al, Ga), галогенами).

4.      Соли элементов подгруппы алюминия в большинстве случаев подвергаются гидролизу по катиону. Устойчивы лишь соли одновалентного таллия.

5.      Al и Ga защищены тонкой оксидной пленкой; Tl разрушается при действии влажного воздуха, (хранят в керосине).

 

Алюминий   Al

Открыт Х.К.Эрстедом в 1825 г.

Четвертый по распространённости элемент в земной коре.

 Физические свойства

 Серебристо-белый металл, (r=2,7 г/см3), пластичный, высокая тепло- и электропроводность.
t°пл.= 660°C.

 Нахождение в природе

 Бокситы – Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3),
нефелины – KNa3[AlSiO4]4,
алуниты - KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3 и
глиноземы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3).

 Получение

Электролиз расплава Al2O3 (в присутствии криолита Na3[AlF6]):

 2Al2O3 ®  4Al + 3O2

Химические свойства

 Al – покрыт тонкой и прочной оксидной пленкой (не реагирует с простыми веществами: с H2O (t°); O2, HNO3 (без нагревания)).   Al – активный металл-восстановитель.

 Легко реагирует с простыми веществами:

 1)     С кислородом:

4Al0 + 3O2 ® 2Al+32O3

2)     С галогенами:

2Al0 + 3Br20 ® 2Al+3Br3

3)     С другими неметаллами (азотом, серой, углеродом) реагирует при нагревании:

 

2Al0 + 3S  –t°®  Al2+3S3(сульфид алюминия)

2Al0 + N2  –t°®  2Al+3N(нитрид алюминия)

4Al0 + 3С ® Al4+3С3(карбид алюминия)

 

Со сложными веществами:

 4)     С водой (после удаления защитной оксидной пленки):

                                                         2Al0 + 6H2O ® 2Al+3(OH)3 + 3H2

5)     Легко растворяется в соляной и разбавленной серной киcлотах:

                                                                   2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4(разб) ® Al2(SO4)3 + 3H2

При нагревании растворяется в кислотах - окислителях:

                                                2Al + 6H2SO4(конц) ® Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Al + 6HNO3(конц) ® Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

6)     Восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

                                                                  8Al0 + 3Fe3O4 ®  4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 ® Al2O3 + 2Cr

Применение

 Основа легких и прочных сплавов. Раскислитель стали. Используется для получения ряда металлов алюминотермией.

 Оксид алюминия     Al2O3 

Глинозем, корунд, окрашенный – рубин (красный), сапфир (синий).

Твердое тугоплавкое (t°пл.=2050°С) вещество

 Получение

 4Al + 3O2 ® 2Al2O3

2Al(OH)3 ® Al2O3 + 3H2O

 Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; с водой не реагирует.

1)     Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основной оксид:    Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O

Как кислотный оксид:   Al2O3 + 2NaOH + 3H2O ® 2Na[Al(OH)4]

 Гидроксид алюминия    Al(OH)3

 Получение

     Осаждением из растворов солей щелочами или гидроксидом аммония:

                                                       AlCl3 + 3NaOH ® Al(OH)3¯ + 3NaCl

Al2(SO4)3 + 6NH4OH ® 2Al(OH)3¯ + 3(NH4)2SO4 

Амфотерный гидроксид: 

Как основание Al(OH)3 + 3HCl ® AlCl3 + 3H2O

Как кислота Al(OH)3 + NaOH ® Na[Al(OH)4](тетрагидроксоалюминат натрия)

Задачи:

1.Термохимическое уравнение реакции горения термитной смеси

8AI + 3 Fe3O4  = 9Fe + 4AI2O3+ 2610 кДж

Какое количество теплоты выделится при сгорании алюминия массой 180г?

2.Составьте термохимическое уравнение, если при сгорании алюминия массой 28 г в кислороде выделяется 860кДж теплоты.

3.Напишите уравнение реакций гидролиза следующих солей: Al2(SO4)3 , AlCl3, Al2S3

4.Смесь алюминия и меди массой 20г обработали концентрированной азотной кислотой, при этом выделился газ объемом 4,48л (н.у.).

Определите массовые доли металлов в исходной смеси.

5.Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций:

AICI3 + NaNO2 + H2O → AI(OH)3 + NaCI + NO + NO2

Al2O3+ C + N2→AIN + C

AI + Ag2S → Al2S3+ Ag

6.Вычислите объем водорода, образующего при действии избытка щелочи на алюминий массой 81г.

7.Смесь алюминия и меди обработали раствором щелочи. Выделившийся газ после сжигания на воздухе привел к образованию воды массой 27г. Вычислите массу алюминия в смеси.

1.20  ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА

 Свойства элементов подгруппы железа

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.
°C

t°кип.
°C

ЭО

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

26

Железо Fe

[Ar] 3d64s2

7,87

1535

2750

1,64

0,128

+2,+3

27

Кобальт Co

[Ar] 3d74s2

8,9

1495

2870

1,7

0,125

+2,+3

28

Никель Ni

[Ar] 3d8 4s2

8,9

1453

2732

1,75

0,124

+1,+2,+3,+4

 

 

 

Получение металлов подгруппы железа

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

 FeO + C ® Fe + CO                           Co2O3 + 3C ® 2Co + 3CO

Fe2O3 + 3CO ® 2Fe + 3CO2                 NiO + C ® Ni + CO 

 

Железо и его соединения

Химические свойства

1)     На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

                                                       4Fe + 3O2 + 6H2 O ® 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

                                                             3Fe + 2O2 ® Fe3O4

 

2)     При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

                                                                  3Fe + 4H2O  –t°®  Fe3O4 + 4H2

 

3)     Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

                                                                        2Fe + 3Br2  –t°®  2FeBr3

Fe + S  –t°®  FeS

 

4)     Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2

Fe + H2SO4(разб.) ® FeSO4 + H2

 В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

                                                 2Fe + 6H2SO4(конц.)  –t°®  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.)  –t°®  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5)     Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

 

Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu¯

 

Соединения двухвалентного железа

 Гидроксид железа (II)

 Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

 FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)2¯

 

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

                                                         Fe(OH)2 + H2SO4 ® FeSO4 + 2H2O 

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

 Fe(OH)2  –t°®  FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

                                                               4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Fe(OH)3

 

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

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

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ® 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

 FeCl2 + 6NH3 ® [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN ® K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

 

Качественная реакция на Fe2+

 При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

 Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

                                                     4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

или при прокаливании солей железа:

                                                     2FeSO4  –t°®  Fe2O3 + SO2 + SO3

 Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

                                                        Fe2O3 + 6HCl  –t°®  2FeCl3 + 3H2O

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка                  Fe(NO3)3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3

 

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

 Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:    Fe(OH)3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O

                     Fe(OH)3 + NaOH ® Na[Fe(OH)4] 

Качественные реакции на Fe3+ 

 1)     При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] ® Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl

2)     При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

                                                 FeCl3 + 3NH4CNS « 3NH4Cl + Fe(CNS)3

 

Кобальт и его соединения

По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:    Co + 2HCl ® CoCl2 + H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных – +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

 Гидроксид кобальта (II)

 Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

                                                      CoSO4 + 2KOH ® K2SO4 + Co(OH)2¯

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

                                                           4Co(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Co(OH)3

Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

                                                    Co(OH)2 + 2HCl ® CoCl2 + 2H2O

 При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

                                                          Co(OH)2  –t°®  CoO + H2O

 Никель и его соединения

 Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

                                                       Ni + 2HCl ® NiCl2 + H2 

Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

                                                              NiO + H2SO4  –t°®  NiSO4 + H2O

NiCl2 + 2NaOH  –t°®  Ni(OH)2¯(зелёный) + 2NaCl

Ni(OH)2 + H2SO4 ® NiSO4 + 2H2O 

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:

                                                        Ni(OH)2 + 6NH2 ® [Ni(NH3)6](OH)2

Задачи:

  1.  Сколько килограммов железа можно восстановить алюминием из оксида железа (III) массой 3г с массовой долей примесей 10%?
  2.  Какую массу соляной кислоты с массой долей HCL 20% необходимо взять для растворения железа массой 7,4г?
  3.  При растворении в горячей азотнойц кислоте с массовой долей HNO3 65% (пл.1,4) смеси железа и золота массой 9,5г выделился оксид азота (II) объемом 2,8 л. Определите массовою долю железа в смеми и объем израсходованной кислоты.
  4.  Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Fe→ FeCl2 ® FeCl3 ® Fe(OH)3 ® Fe2O3

Fe ® Fe2(SO4)3® FeCl3® Fe (NO3)3® Fe2O3

     5.  Какие свойства проявляют соединения двух- и трехвалентног железа в  следующих  окислительно-восстановительных реакциях:

Fe2S3 + HCI → FeCl2+ H2+S

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

Fe(OH)3+ KOH + Br2® K2FeO4+ KBr + H2O    

6.При растворении в соляной кислоте сплава железа, меди и алюминия массой 9г выделился водород объемом 5,6 л, измеренный при нормальных условиях, и образовался нерастворившийся остаток  массой 0,7 г. Определите массовые доли смеси.

   7.Смесь цинка с железом, масса железа в которой составляет 5,6г, обработана соляной кислотой (пл.1,1) с массовой долей HCI 20%. Какова масса этой смеси, если выделится газ объемом 13,44л (н.у.)? Какой объем кислоты был израсходован?

   Ферросплавы; Раскисление металла при сварке; Особенности металлургических процессов при различных видах сварки.

Коррозия металлов и способы защиты

1.21 ПОДГРУППА МЕДИ

 Свойства элементов подгруппы меди

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.
°C

t°кип.
°C

ЭО

Атомный
радиус,
нм

Удельная
злектро-
проводность
м,мм-2,ом-1

Степень
окисления

29

Медь Cu

[Ar] 3d104s1

8,96

1083

2595

1,9

0,127

58,1

+1,+2

47

Серебро Ag

[Kr] 4d105s1

10,5

960

2180

1,9

0,144

61,0

+1

79

Золото Au

[Xe]4f145d106s1

19,3

1064

2700

2,4

0,144

41,3

+1,+3

 

Физические свойства

1.      Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.

2.      Высокая тепло- и электропроводность.

 Химические свойства

 Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.

 Медь и её соединения

 Получение 

1.      Пирометаллургия                                 CuO + C ® Cu + CO

CuO + CO ® Cu + CO2

2.      Гидрометаллургия

CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O

CuSO4 + Fe ® FeSO4 + Cu

электролиз:

2CuSO4 + 2H2O ® 2Cu + O2 + 2H2SO4
                (на катоде)   (на аноде)

Химические свойства

Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:

                                                                     2Cu + O2  –t°®  2CuO

Cu + Ci2  –t°®  CuCl2

Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) ®  CuSO4 + SO2 +2H2O

 

Сплавы меди с оловом - бронза, с цинком - латунь.

 

Соединения двухвалентной меди

 Оксид меди (II) - чёрного цвета. Восстанавливается под действием сильных восстановителей (например, CO) до меди. Обладает основным характером, при нагревании растворяется в кислотах:

CuO + H2SO4  –t°®  CuSO4 + H2O

CuO + 2HNO3  –t°®  Cu(NO3)2 + H2O 

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 - нерастворимое в воде вещество светло-голубого цвета. Образуется при действии щелочей на соли меди (II):  CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OH)2¯ + Na2SO4

 При нагревании чернеет, разлагаясь до оксида:

                                                                 Cu(OH)2  –t°®  CuO + H2O

 Типичное основание. Растворяется в кислотах.

                                                              Cu(OH)2 + 2HCl ® CuCl2 + 2H2O

Малахит Cu2(OH)2CO3. Искусственно можно получить по реакции:

 2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O ® Cu2(OH)2CO3¯ + 2Na2SO4 + CO2

Разложение малахита:

Cu2(OH)2CO3  –t°®  2CuO + CO2 + H2O

 

Серебро и его соединения

 Благородный металл, устойчивый на воздухе. При потускнении серебра происходит реакция Гепара:

                                                                 4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S + 2H2O

 В ряду напряжений находится правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - окислителях:

3Ag + 4HNO3(разб.) ® 3AgNO3 + NO + 2H2O

Ag + 2HNO3(конц.) ® AgNO3 + NO2+ H2O

2Ag + 2H2SO4(конц.) ® Ag2SO4 + SO2 + 2H2O 

В соединениях серебро обычно проявляет степень окисления +1.

Растворимый нитрат серебра AgNO3 используется как реактив для качественного определения Cl-, Br-, I-

Ag+ + Cl- ® AgCl¯ белый

Ag+ + Br- ® AgBr¯ светло-жёлтый

Ag+ + I- ® AgI¯ тёмно-жёлтый

 При добавлении растворов щелочей к раствору AgNO3 образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag2O:

                                                    2AgNO3 + 2NaOH ® Ag2O + 2NaNO3 + H2O

 

Золото и его соединения

Золото - мягче Cu и Ag, ковкий металл; легко образует тончайшую фольгу; благородный металл, устойчив как в сухом, так и во влажном воздухе. Растворим только в смеси концентрированных соляной и азотной кислот ("царской водке"):

                                                        Au + HNO3 + 4HCl ® H[AuCl4] + NO + 2H2O

 Реагирует с галогенами при нагревании:

                                                                                2Au + 3Cl2 ® 2AuCl3

 

 

 Задачи:

  1.  При растворении меди массой 10г в избытке концентрированной серной кислоты выделился газ объемом 2,8л. Вычислите массовую долю меди во взятом образце.
  2.  При обработке сплава меди с цинком массой 20г раствором соляной кислоты выделился водород объемом 2,8 л (н.у.). Вычичлите массовую долю меди в сплаве.
  3.  При обработке разбавленной серной кислотой смеси меди и железа массой 28 г выделился газ объемом 4,48 л. Определите массовые доли металлов в смеси.
  4.  Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих между: а) медью и нитратом ртути(II); б) сульфатом меди (II) и железом; в) нитратом меди (II) и алюмением
  5.  Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

                                            Cu→ CuO→ CuCl2→ Cu(OH)2→ CuO→ Cu

                              Cu2O→ CuO →CuSO4→ Cu→ CuCl2→ Cu(OH)2→ Cu2O

                                      CuCl2→ Cu(OH)2→ Cu2O→ Cu → CuO→ Cu(NO3)2

1.22 ПОДГРУППА МАРГАНЦА

 

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.
°C

t°кип.
°C

ЭО

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

25

Марганец Mn

[Ar] 3d54s2

7,45

1244

1962

1,6

0,131

+2,+3,+4,

+5,+6,+7

43

Технеций Tc

[Kr] 4d55s2

11,5

2172

4876

1,36

0,136

+2,+3,+4,

+5,+6,+7

75

Рений Re

[Xe] 4f145d56s2

20,53

3180

5600

1,46

0,137

+3,+4,+5,

+6,+7

 Физические свойства

Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

 Химические свойства

1.      В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

                                                                  Mn + 2H+ ® Mn2+ + H2

 Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

                                                         3Tc + 7HNO3 ® 3HTcO4 + 7NO + 2H2O

 2.      С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R2O7 – кислотные, им соответствуют кислоты HRO4).

Марганец и его соединения

Получение

Алюмотермия: 3MnO2 + 4Al ® 2Al2O3 + 3Mn

 Химические свойства

Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

                                                                              Mn + S ® MnS

Растворяется в кислотах:

Mn + 2HCl ® MnCl2 + H2

(При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

 

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO2 водородом:

                                                             MnO2 + H2 ® MnO + H2O

Гидроксид марганца (II) Mn(OH)2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание:

                                                             MnSO4 + 2NaOH ® Mn(OH)2¯ + Na2SO4

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)2 + 2HCl ® MnCl2 + 2H2O 

На воздухе Mn(OH)2 быстро темнеет в результате окисления

 При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn2+ в MnO4-:

                                       2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH  –кат.CuSO4®  2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 ® 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 ® 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

Оксид марганца (IV) MnO2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

                                                      Mn(NO3)2  –t°®  MnO2 + 2NO2

 При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn2O3 (при 600°C) или Mn3O4 (при 1000°C).

Сильный окислитель:                        MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O

 При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

                                        MnO2 + Na2CO3 + NaNO3  –t°®  Na2MnO4 + NaNO2 + CO2

 

Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

 

Na2SO3 + 2KMn+7O4 + 2KOH ® Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2O

 

Гидролиз манганатов протекает по схеме:

 

3K2MnO4 + 2H2O « 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

 

 

MnO2

 

MnO42-

 

MnO4-

 

 

 

SO32-
¬––

Cl2
––®

 

 

раствор ®

 

¬ раствор

¬ раствор

 

бурый

осадок

 

H+¯OH-

 

 

 

 

 

раствор®


бурый
осадок

 

 

 

 

3MnO42- + 2H2O « 2MnO4- + MnO2 + 4OH-

 

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

 Оксид марганца (VII) Mn2O7 - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический KMnO4 (марганцевая кислота HMnO4  нестабильна):

                                               2KMnO4 + H2SO4 ® Mn2O7¯ + K2SO4 + H2O

 При растворении в щелочах образует перманганаты:

                                                          Mn2O7 + 2KOH ® 2KMnO4 + H2O

 Перманганат калия KMn+7O4 -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

                                                                 2KMnO4  –t°®  K2MnO4 + MnO2 + O2

 Задачи:

  1.  В каком из природных минералов - MnO2 (пиролюзит) или МnCO3 ( марганцевый шпат) – больше массовая доля (в%) марганца?
  2.  Технический марганец можно получить алюминотермическим способом

                              3Mn3O4 + 8Al ® 4Al2O3 + 9Mn + 2500кДж

Напишите электронную схему для этойокислительно-восстановительной реакции. Сколько марганца образуется и сколько теплоты выделится, если в реакцию вступит оксид марганца массой 45,8 г?

  1.  Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций

Mn(OH)2 + Br2 + NaOH  ®  NaMnO4 +NaBr + H2O

Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 ® HMnO4 + NaNO2 + Bi(NO3)3 + H2O

  1.  Осуществите превращения:

Mn →MnSO4→ H2MnO4→ MnO2→ МnCI2

Mn → Mn(OH)2 →  Mn(NO3)2→ HMnO4→ MnO2

1.23 ПОДГРУППА ХРОМА

 Свойства элементов подгруппы хрома

 

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t°пл.

°C

t°кип.

°C

ЭО

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

24

Хром Cr

[Ar] 3d54s1

7,2

1857

2672

1,56

0,125

+1,+2,+3,

+4,+5,+6

42

Молибден Mo

[Kr] 4d55s1

10,2

2610

2560

1,3

0,135

+1,+2,+3,

+4,+5,+6

74

Вольфрам W

[Xe] 4f145d46s2

19,3

3410

5660

1,4

0,141

+1,+2,+3,

+4,+5,+6

 Физические свойства

 Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.

Вольфрам - самый тугоплавкий из известных металлов.

 Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.

С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов законо-мерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO3 соответствуют кислоты H2RO4.

В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.

Хром и его соединения

 Получение 

1.      Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al ® Al2O3 + 2Cr

2.      Восстановлением оксидов оксидом углерода (II).

3.      Электролизом водных растворов соединений хрома.

Химические свойства 

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

                                                                       4Cr + 3O2  –t°®  2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  –t°®  2CrCl3

2Cr + N2  –t°®  2CrN

2Cr + 3S   –t°®  Cr2S3

 В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

                                                                     2Cr + 3H2O « Cr2O3 + 3H2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)

В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

                                                                      Cr + 2HCl ® CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O2 ® 2CrCl3 + 2H2O + H2 

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

 

Соединения хрома

 Соединения двухвалентного хрома

 Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

                                                                Cr(OH)2 + 2HCl ® CrCl2 + 2H2O

 Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl ® 2CrCl3 + H2

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

 Оксид хрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3  –t°®  Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7  –t°®  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2

(NH4)2Cr2O7  –t°®  Cr2O3 + N2+ 4H2O

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

                                                         Cr2O3 + 2NaOH ® 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 ® 2NaCrO2 + CO2

 При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):                       2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 ® 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O

                                                                                      

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

                                                        Cr2(SO4)3 + 6NaOH ® 2Cr(OH)3¯ + 3Na2SO4

 Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

                             2Cr(OH)3 + 3H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH ® K[Cr(OH)4]                                                                                       

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения шестивалентного хрома

 Оксид хрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

                                                        K2CrO4 + H2SO4 ® CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 ® 2CrO3 + K2SO4 + H2O 

CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

                                                          CrO3 + 2KOH ® K2CrO4 + H2O

 В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

                                         2K2CrO4 + H2SO4 ® K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

 Задачи:

  1.  Какие продукты образуются при смешении растворов карбоната натрия и хлорида хрома (III), сульфида калия и сульфата хрома(III),? Составьте уравнения соответствующих реакций с учетом гидролиза образовавшихся солей.
  2.  Оксид хрома (III) массой 114 кг восстановили алюминием. Определите массу алюминия, необходимую для восстановления оксида хрома (III) и получившегося хрома.
  3.  Напишите следующие уравнения реакций  в ионной форме:

 2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 6KBr + 2K2CrO4 + 4H2O

Cr2(SO4)3+ 3H2O2 + 10 NaOH = Na2SO4+  Na2CrO4 + 8H2O

K2Cr2O7+ 14HI = 2KI + 2CrI3 + 7H2O + 3I2

  1.  Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций

Cr(OH)3 + H2O2+ NaOH → Na2CrO4+ H2O

Cr(NO3)3 + NaBiO3 +HNO3 → K2Cr2O7  + NaNO3 + Bi(NO3)3 + H2O

  1.  Осуществите превращения:

CrO3→ Cr2O3→ Cr2(SO4)3 →CrСI3 → Cr(OH)3→ KCrO2

1.24 ПОДГРУППА ЦИНКА

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

Атомный
радиус,
нм

r
г/см3

t°пл.
°С

t°кип.
°С

ЭО

Степени
окисления

30

Цинк Zn

[Ar]3d104s2

0,132

7,13

419,4

907

1,6

+2

48

Кадмий Cd

[Kr]4d105s2

0,148

8,64

320,9

767

1,7

+2

80

Ртуть Hg

[Xe]4f145d106s2

0,15

13,59

-38,8

357

1,9

+1,+2

 

Физические  свойства

1.      Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.

2.      Значения плотности r и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.

 Химические свойства 

1.      Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе –наоборот).

2.      Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).         

Цинк и его соединения 

Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2;  соединения цинка неокрашены.

Цинк растворяется в   разбавленных кислотах и щелочах

                                                                                Zn + 2НCl ® ZnCl2 + H2 

Zn + H2SO4(разб) ® ZnSO4 + H2 

Zn + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Zn(OH)4] + H2 

Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.

Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей

                                                                Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu 

Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

                                                                  ZnO + H2SO4 ® ZnSO4 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O ® Na2[Zn(OH)4]      

Гидроксид  цинка   также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах:                        Zn(OH)2 + 2HCl ® ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH ® Na2[Zn(OH)4]

 

Кадмий  и  его  соединения

Кадмий - белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной  HNO3 .

Кадмий образует только один ряд соединений, где он двухвалентен. Ион  Сd 2+  - бесцветен.

Оксид кадмия  СdО  (коричневого цвета)  и  гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета)  проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах.

 

CdO + 2HCl ® CdCl2 + H2O

(CdO + 2H+ ® Cd2+ + H2O)

Cd(OH)2 + 2HCl ® CdCl2 + 2H2O

(Cd(OH)2 + 2H+ ® Cd 2+ + 2H2O)

 Ртуть  и  ее  соединения

 Ртуть -  серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью (она составляет 1,7% от электропроводности серебра) и большим коэффициентом термического расширения. На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:

 

Hg + S ® HgS Сульфид ртути (II)(киноварь) – ярко-красный нерастворимый в воде порошок.

Hg + Br2 ® HgBr2

 

Со многими металлами дает сплавы (амальгамы) (экзотермическое образование). Пары и соединения чрезвычайно ядовиты (накапливаются в организме).

Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах.  Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте – образуется нитрат ртути (II):

                                                        Hg + 4HNO3 ® Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 При растворении ртути в разбавленной  азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),

                                                      6Hg + 8HNO3 ® 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

 При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте,  в зависимости от избытка ртути или кислоты,  образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:

                                                           Hg + 2H2SO4  ® HgSO4 + SO2 + 2H2O

2Hg + 2H2SO4 ® Hg2SO4 + SO2 + 2H2O

 Ртуть растворяется в царской водке:

                                                3Hg + 2HNO3 + 6HCl ® 3HgCl2 + 2NO + 4H2O

 

Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде;  раствор имеет слабо щелочную реакцию.

 

Задачи:

1. Осуществите следующие превращения: цинк→хлорид цинка→гидроксид цинка→нитрат цинка?

Напишите уравнения реакций в ионной и молекулярной форме.

2.Напишите уравнения реакций между цинком и: а) KOH; б) HNO3(конц.); в) H2SO4 (разб.);  г) H2O

3.Напишите уравнения возможных реакций в ионной форме между: а) цинком и нитратом серебра; б) нитратом меди(II) и никелем; в) хлоридом алюминия и серебром; г) сульфатом ртути (II) и железом.

4.При растворении сплава цинка с алюминия массой 4 г в щелочи выделился водород объемом 3,808 л (н.у.). Определите массовые доли металлов в сплаве.

PAGE  5




1. ДГП 19 ДЗМ Москва ул
2. Реферат- Пожарно-тактические занятия
3. Опека и попечительство над несовершеннолетними детьми
4. 21200р Рном1000руб РоДо1g-ng d120 1200105-0
5. Река Хуанхэ и ее оссобенности
6. Политические права и свободы человека
7. Реферат- Эволюционные факторы
8. РАЗВЕРТЫВАНИЕ НОВЫХ ПОЛИТИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ В СТРАНЕ
9. Задание 30 Предметная область ПО- Сбыт готовой продукции некоторые функции выполняемые со
10. Специфика интерьера и рекламно-информационного оформления магазина
11. Реконструкция истории науки П Фейерабендом и его теоретико-методологический плюрализм
12. Понятие и составляющие конкурентной политики
13. Возможности этого протокола определяют основные преимущества интерфейса V5
14. Лекція 3 Загальна характеристика облікового процесу Питання для обговорення на семінарському занятті-
15.  Общая готовность детей к уроку
16. раб. 10 ВИРТУАЛЬНЫЕ МЕТОДЫ И АБСТРАКТНЫЕ КЛАССЫ Виртуальный метод VM ~ метод объявленный в базовом
17. Понятие векселя
18. Планирование сбытовой политики предприятия
19. B 500100х n1 C 600100х n1 D 400100х n1 E 500100х n1 2 При проведенні екскреторної урографії контраст
20. культурные процессы в культурологии.

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе