Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ИМЕНИ Н.И. ПИРОГОВА
МИНИСТЕРСТВА ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
С.А. Панов
Х И М И Я
(учебно-методическое пособие)
Москва
2013
|
С.А. Панов |
|
|
Химия: Учебно-методическое пособие. Москва, 2013. 68 с. |
Учебно-методическое пособие «Химия» содержит весь необходимый материал школьного курса химии, соответствующий государственному образовательному стандарту, утвержденному Министерством образования и науки Российской Федерации. Оно раскрывает наиболее важные понятия, необходимые для более полного овладения разделами общей, неорганической и органической химии, изучаемых в школе. Учебно-методическое пособие «Химия» предназначено для школьников 10-11 классов образовательных учреждений, а также абитуриентов, поступающих в высшие учебные заведения медицинского или естественнонаучного профиля, и может использоваться как в рамках самостоятельной подготовки обучающихся, так и подготовки к единому государственному экзамену.
СОДЕРЖАНИЕ
Введение…………………………………………………………………………………...4
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Строение атома……………………………………………………………………………5
Периодический закон и периодическая система химических элементов
Д.И. Менделеева…………………………………………………………………………10
Химическая связь………………………………………………………………………...13
Кристаллические решетки………………………………………………………………17
Валентность и степень окисления………………………………………………………19
Химические реакции и закономерности их протекания………………………………20
Растворы. Электролитическая диссоциация…………………………………………...27
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Важнейшие классы неорганических соединений……………………………………...32
Металлы…………………………………………………………………………………..35
Неметаллы
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Основные положения теории химического строения органических веществ
А.М. Бутлерова
Классификация органических соединений
Углеводороды
Кислородсодержащие органические вещества
Азотсодержащие органические вещества
Заключение
ВВЕДЕНИЕ
98 баллов – это так много, ведь за этим стоит много труда, сил и времени.
98 баллов – это так мало, ведь всего каких-то 2 балла…
(Учитель Н.В. Майсакова)
Дорогие друзья!
Данное пособие подготовлено, прежде всего, для школьников, педагогов, репетиторов; тех, кто планирует сдавать единый государственный экзамен по химии в качестве итоговой аттестации за курс среднего (полного) общего образования, собирается связать свою жизнь в будущем с естественными науками или медициной, а также, лиц, просто интересующихся химией.
Как правило, химия – одна из тех дисциплин, вызывающих трудности у большинства школьников. Это обусловлено тем, что данный предмет требует к себе особого, трепетного отношения: необходимо знать строение, номенклатуру, физические и химические свойства, методы получения различных химических веществ, научиться решать задачи, уметь применять теоретические знания на практике и.т.д.
Учебно-методическое пособие, которое Вы держите в руках, направлено на преодоление любых затруднений в освоении школьного курса химии. Весь теоретический материал, представленный в данной книге, максимально систематизирован, что позволяет читателю понять смысл, а также наглядно рассмотреть сущность любых химических превращений.
Перед прочтением какого-либо раздела настоятельно рекомендуется ознакомиться с аналогичными темами в действующих учебниках, рекомендованных Министерством образования и науки Российской Федерации.
Желаю успеха в изучении самой интересной, замечательной и необыкновенной науки – химии!
С Уважением,
Сергей Алексеевич Панов.
|
ОБЩАЯ ХИМИЯ |
СТРОЕНИЕ АТОМА
Химический элемент – это определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым положительным зарядом ядра.
Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств.
Простые вещества – это вещества, образованные атомами одного химического элемента.
Сложные вещества – это вещества, образованные атомами разных химических элементов.
|
Масса (m) |
Заряд (q) |
|
|
Протон |
1 |
+1 |
|
Нейтрон |
1 |
0 |
|
Электрон |
1/1840, или 0 |
-1 |
Заряд атома нейтральный!
;
где Ar – относительная атомная масса, N – число нейтронов,
Z – порядковый номер элемента.
Изотопы – это разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную атомную массу (массовое число).
|
18p, 18n, 18e |
18p, 20n, 18e |
18p, 22n, 18e |
Изобары – это разновидности атомов, имеющие одинаковую атомную массу, но разные физические и химические свойства.
Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме.
Атомная орбиталь – это пространство в поле ядра атома, где нахождение электрона наиболее вероятно (90%).
Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют электронный слой или энергетический уровень.
;
где N – это максимальное число электронов на энергетическом уровне,
n – это номер энергетического уровня или главное квантовое число.
Энергия и прочность орбиталей возрастает.
Прочность связи электрона с ядром уменьшается.
Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:
Заполнение орбиталей
Виды атомных орбиталей
Главные характеристики атома
Rат у металлов > Rат у ионов;
Rат у неметаллов < Rат у ионов;
Rкатион < Rанион (по периоду);
R с возрастанием Z увеличивается (по группе).
ЭО = I + Eср
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.
Впервые Периодический закон был сформулирован 1 марта 1869 года русским ученым Д.И. Менделеевым. Первоначально, формулировка закона выглядела несколько иначе: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от относительной атомной массы элементов. Но, как оказалось, элементы Ar, K, Ca не подлежат данному условию (это можно проследить в периодической системе). Именно поэтому современная формулировка закона звучит иначе.
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (см. приложение) является графическим отображением Периодического закона.
Главная характеристика элемента – заряд ядра атома!
Физический смысл Периодического закона (на примере )
Порядковый номер электронная оболочка (17е-)
Ядро 3 - номер периода
+17
17р+ + 18n0 = атомная масса 2 8 7 - номер группы
Закономерности изменения свойств элементов
в малых периодах (II, III)
- Заряд ядра атома элемента увеличивается;
- Число энергетических уровней не изменяется;
- Число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов увеличивается;
- Радиус атома уменьшается;
- Прочность связи электронов внешнего уровня с ядром увеличивается;
- Энергия сродства к электрону увеличивается;
- Энергия ионизации увеличивается;
- Металлические свойства ослабевают;
- Неметаллические свойства усиливаются;
- Восстановительные свойства ослабевают;
- Окислительные свойства усиливаются.
в группах
- Число энергетических уровней увеличивается;
- Число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов не изменяется;
- Радиус атома увеличивается;
- Прочность связи е- последнего энергетического уровня с ядром уменьшается;
- Энергия сродства к электрону уменьшается;
- Энергия ионизации уменьшается;
- Электроотрицательность уменьшается;
- Металлические свойства усиливаются;
- Неметаллические свойства ослабевают;
- Восстановительные свойства усиливаются;
- Окислительные свойства ослабевают;
- Заряд ядра атома элемента увеличивается.
Семейства химических элементов
s-элементы – последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня (первые 2 элемента каждого периода);
p-элементы – последним заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня (главные подгруппы III-VIII групп);
d-элементы – последним заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня (побочные подгруппы I-VIII групп);
f-элементы – последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня (лантаноиды и актиноиды).
Характер оксидов и гидроксидов I-VII групп
|
Номер группы |
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
|
Оксиды, их характер |
R2O Осн. |
RO Осн., амф. |
R2O3 Осн., амф., кисл. |
RO2 Кисл. |
R2O5 Кисл. |
RO3 Кисл. |
R2O7 Кисл. |
|
Гидроксиды, их характер |
ROH Осн. |
R(OH)2 Осн., амф.гидр. |
R(OH)3 H3RO3 Осн., амф.гидр., кислота |
H2RO3 Кислота |
HRO3 H3RO4 Кислота |
H2RO4 Кислота |
HRO4 Кислота |
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Вид химической связи зависит от электроотрицательности образующих её элементов.
Образуется при взаимодействии атомов элементов, резко отличающихся друг от друга значениями электроотрицательности (Ме + НеМе).
Свойства: ненаправленность, ненасыщаемость.
Соединения: твердые, малолетучие, тугоплавкие вещества (галогениды типичных металлов, щелочи, гидриды металлов).
Возникает в результате образования общих электронных пар (НеМе + НеМе).
A· + ·В → А : В
Соединения (неполярная ковалентная связь): газообразные, твердые, реже – жидкие вещества (O2, Cl2, Br2, I2, алмаз, графит, сера).
Соединения (полярная ковалентная связь): жидкие и газообразные вещества (HCl, H2O, NH3, кислотные оксиды, кислоты).
Образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов.
Свойства: ненаправленность.
Соединения: твердые вещества (все Ме, кроме ртути).
Образуется между атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента другой молекулы.
Механизмы образования ковалентной связи
Способы перекрывания электронных облаков
(«а,б,в» - σ-тип, «г» - π-тип)
σ-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по линии, соединяющей центры атомов (прочная связь).
π-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов (непрочная связь).
Свойства ковалентной связи
Длина связи (l) – это расстояние между ядрами атомов, образующих связь.
Энергия связи (Есв) – это энергия, необходимая для разрыва связи, измеряется в кДж/моль.
Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем больше энергия связи, тем прочнее химическая связь.
Порядок (кратность) связи – это число электронных пар, участвующих в образовании связи.
|
N=N Тройная связь (σ+π+π) |
О=С=О Двойная связь (σ+π) |
Cl-Cl Одинарная связь (σ) |
Чем больше кратность связи, тем больше прочность (энергия) связи, тем меньше ее длина.
Насыщаемость – это способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей.
Направленность связи обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию.
Полярность связи характеризует степень смещения общей электронной пары к более электроотрицательному атому.
Поляризуемость ковалентной связи – это способность молекул изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля.
Гибридизация электронных орбиталей – это процесс взаимодействия атомных орбиталей разной формы, обладающих различной энергией, приводящий к образованию гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей!
Тип гибридизации электронных орбиталей определяет пространственную конфигурацию молекулы.
Типы гибридизации
|
Тип гибридизации |
Пространственная конфигурация молекулы |
Примеры |
|
sp |
Линейная |
CO2, C2H2 |
|
sp2 |
Треугольная Угловая |
SO3, C2H4, O3, SO2 |
|
sp3 |
Тетраэдрическая Пирамидальная Угловая |
CH4, CCl4, NH3, H2O |
КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЕТКИ
Кристаллическая решётка – это упорядоченное расположение частиц в кристалле.
Сравнительная характеристика кристаллических решеток
|
Признаки сравнения |
Ионная |
Атомная |
Молекулярная |
Металлическая |
|
Частицы, находящиеся в узлах кристаллической решетки |
«+» и «-» заряженные ионы |
Отдельные атомы |
Молекулы |
Отдельные атомы и «+» заряженные ионы |
|
Характер связи между частицами кристалла |
Ионная связь |
Ковалентная связь |
Силы межмолекулярных взаимодействий |
Металлическая связь |
|
Прочность связи |
Прочная |
Очень прочная |
Слабая |
Прочная |
|
Физические свойства |
Твердые, тугоплавкие, имеют высокие tкип и tплав. Многие растворимы в воде. Растворы и расплавы проводят электрический ток. |
Большая твердость, хрупкость, непластичность, высокие tкип и tплав. В воде практически не растворимы. |
Невысокая прочность, легкоплавкость, в основном растворимы в воде, водные растворы не проводят электрический ток. |
Металлический блеск, электропроводность, теплопроводность, пластичность. |
|
Примеры веществ |
Большинство солей, гидроксиды металлов (NaOH, KOH, NaCl, KF…) |
Алмаз С, бор В, кремний Si, карбид кремния SiC… |
P4, I2, CO2 (тв.), органические вещества |
Металлы и сплавы (Na, K, Сu…) |
ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Валентность элемента определяется числом ковалентных связей, образованных атомом элемента в соединении.
Понятие «валентность» применимо только к соединениям с ковалентными связями.
Правила определения степени окисления элемента в соединении
10) Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями называются промежуточными.
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ И ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИХ ПРОТЕКАНИЯ
Классификация химических реакций
|
№ |
Основа классификации |
Типы реакций |
|
1 |
Число и состав исходных и полученных веществ |
Реакции соединения |
|
Реакции разложения |
||
|
Реакции замещения |
||
|
Реакции обмена |
||
|
Реакции, идущие без изменения состава вещества |
||
|
2 |
Агрегатное состояние исходных и полученных веществ |
Гомогенные |
|
Гетерогенные |
||
|
3 |
Направление протекания реакции |
Необратимые |
|
Обратимые |
||
|
4 |
Участие катализатора |
Каталитические |
|
Некаталитические |
||
|
5 |
Тепловой эффект |
Экзотермические |
|
Эндотермические |
||
|
6 |
Изменение степени окисления элементов |
Реакции без изменения степени окисления |
|
Окислительно-восстановительные реакции |
|
Типы окислительно-восстановительных реакций |
||
|
Межмолекулярные |
Внутримолекулярные |
Реакции диспропорционирования (самоокисление-самовосстановление) |
|
Н2S + Cl2 → S + 2HCl |
2H2O → 2H2 + O2 |
Cl2 + H2O → HClO + HCl |
Методы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо знать химические формулы исходных веществ и продуктов реакции. Формулы продуктов устанавливаются экспериментально или на основании известных химических свойств веществ. Правильно записанная реакция является выражением закона сохранения массы веществ (Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате её). Это значит, что в правой и левой частях уравнения должно быть одинаковое число атомов.
Используют его, как правило, для составления уравнений простых окислительно-восстановительных реакций. В основе лежит положение о том, что общее число электронов, отданных восстановителем должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем. Подсчет числа перешедших электронов лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl;
Fe+3Cl3 + H2S-2 → Fe +2Cl2 + S0 + HCl
|
Fe+3 +1e= Fe+2 |
2 |
восстановление, окислитель |
|
S-2 – 2e = S0 |
1 |
окисление, восстановитель |
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + HCl
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных
реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.
Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:
K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S
Cr2O72− + H+ + H2S
|
Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O |
1 |
восстановление, окислитель |
|
H2S − 2e− = S(т) + 2H+ |
3 |
окисление, восстановитель |
Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4
кислая среда [O2−] + 2H+ = H2O
щелочная среда [O2−] + H2О = 2 ОН−
кислая среда H2O = [O2−] + 2H+
щелочная среда 2 ОН−= [O2−] + H2О
Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н+ и ОН−.
|
Для кислой среды: |
избыток nО + 2nH+ → nH2O недостаток nО + nH2O → 2nH+ |
|
Для щелочной среды: |
избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + 2nОH- → nH2O |
|
Для нейтральной среды: |
избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + nH2O → 2nH+ |
Скорость химической реакции
Для гомогенных реакций:
Для гетерогенных реакций:
где - изменение количества вещества одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции; – интервал времени (t2-t1); V – объем газа или раствора; = с1 – с2 – изменение концентрации вещества; S – площадь поверхности соприкосновения веществ.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.
mA + nB = pC + qD – общий вид реакции
– кинетическое уравнение реакции
где - скорость химической реакции; сА – молярная концентрация вещества «А»; сВ – молярная концентрация вещества «В»; m и n – коэффициенты в уравнении реакции.
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.
– математическое выражение правила
где - скорость химической реакции при t1; - скорость химической реакции при t2; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10оС.
Катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся.
Ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся. Обратное действие катализаторов.
Обратимые химические реакции. Химическое равновесие
Реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях, называют обратимыми.
Состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.
Смещение химического равновесия осуществляется по принципу Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.
Пример: 2SO2 + O2 ⇌ 2SO3 + Q
2V 1V 2V
|
Увеличение концентрации исходных веществ |
Равновесие смещается в сторону образования продукта реакции SO3 |
|
Уменьшение концентрации продуктов реакции |
|
|
Уменьшение температуры смеси |
|
|
Увеличение давления |
|
Равновесие смещается в сторону образования исходных веществ SO2 и O2 |
Увеличение концентрации продуктов реакции |
|
Уменьшение концентрации исходных веществ |
|
|
Увеличение температуры смеси |
|
|
Уменьшение давления |
Катализаторы и ингибиторы не оказывают влияния на смещение химического равновесия.
РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.
Пример: раствор H2SO4 состоит из:
Как правило, смеси твердых веществ являются гетерогенными системами.
Растворимость – это свойство вещества растворяться в воде или в другом растворителе.
Коэффициент растворимости показывает максимальную массу вещества, которую можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре.
Способы выражения состава раствора
где – масса растворенного вещества; – масса раствора; – общий объем раствора; – плотность раствора.
где с – молярная концентрация; n – количество растворенного вещества; V – объем раствора.
Теория электролитической диссоциации (1887 г., Сванте Аррениус)
Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на «+» и «-» ионы – процесс электролитической диссоциации.
Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к катоду, анионы к аноду.
Степень диссоциации () зависит от природы электролита и растворителя, температуры, концентрации раствора.
Реакции ионного обмена
Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами – ионными реакциями, уравнение этой реакции – ионными уравнениями.
Условия протекания реакций ионного обмена до конца:
Алгоритм составления ионных уравнений:
Пример: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ +3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl-
Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓
Вывод: реакция ионного обмена идет до конца, так как образуется осадок.
Гидролиз
Гидролиз – это реакция обменного (гидролитического) разложения веществ водой.
Гидролизу подвергаются многие вещества:
и др.
Гидролиз соли – это процесс обменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды.
Факторы, влияющие на степень гидролиза солей: химическая природа соли, температура, концентрация ионов Н+ и ОН- в растворе.
Случаи гидролиза солей
|
Кислота |
Основание |
|
|
Сильный электролит (NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2… |
Слабый электролит (NH4OH, Zn(OH)2, Al(OH)3…) |
|
|
Сильная |
KNO3, Na2SO4, KMnO4, NaI… Гидролиз не идет. Среда нейтральная. Цвет индикаторов не изменяется. |
ZnCl2, Al2(SO4)3, Fe(NO3)2, NH4Cl… Гидролиз по катиону. Среда кислая. Красная окраска лакмуса. |
|
Слабая |
Na2CO3, Na2SiO3, K2S, NaF… Гидролиз по аниону. Среда щелочная. Малиновая окраска фенолфталеина. |
CH3COONH4, (NH4)2CO3, (CH3COO)3Al… Гидролиз и по катиону, и по аниону. Среда может быть различной. Окраска индикаторов в соответствии с характером среды. |
Особые случаи гидролиза:
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2↑
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O → (CuOH)2CO3↓ + CO2↑ + 2Na2SO4
2ZnCl2 + 2K2CO3 + H2O → (ZnOH)2CO3↓ + 4KCl + CO2
|
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ |
ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Классификация неорганических соединений
Классификация оксидов
|
Несолеобразующие |
Солеобразующие |
||
|
Основные |
Амфотерные |
Кислотные |
|
|
N2O, NO, CO, SiO |
Na2O, CaO… |
ZnO, Al2O3, BeO… |
SO2, SO3, P2O5… |
Классификация оснований
|
1. По числу гидроксогрупп в молекуле: а) Однокислотные (NaOH, NH4OH…) б) Двухкислотные (Ca(OH)2, Fe(OH)2…) в) Трехкислотные (Mn(OH)3, Fe(OH)3…) |
2. По степени диссоциации: а) Сильные основания, или щелочи (NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2…) б) Слабые основания (Cu(OH)2…) |
Классификация кислот
|
1. По числу атомов водорода в молекуле: а) Одноосновные (HCl, HClO3, HNO3…) б) Двухосновные (H2S, H2SO4, H2SiO3…) в) Трехосновные (H3PO4, H3AsO4…) г) Четырехосновные (H4P2O7…) |
2. Содержание атомов кислорода: а) Бескислородные (HBr, H2S…) б) Кислородсодержащие (H2SO4, HClO4, H3PO4…) |
Классификация солей
Генетические связи между классами неорганических веществ
Me → MexOy → Mex(OH)y → Соль
Амф. → АмфxOy → HxАмфyOz или Амфx(OH)y → Соль
НеMe → НеMexOy → HxHeMeyOz → Соль
Химические свойства классов неорганических веществ
|
Реагент |
О.О. |
А.О. |
К.О. |
Щелочь |
Амф.Г. |
К-та |
Соль |
H2O |
|
О.О. |
- |
соль |
соль |
- |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
- |
щелочь |
|
А.О. |
соль |
- |
соль |
соль + Н2О |
- |
соль + Н2О |
- |
- |
|
К.О. |
соль |
соль |
- |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
- |
- |
кислота |
|
Щелочь |
- |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
- |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
соль + основание |
диссоц. |
|
Амф.Г. |
соль + Н2О |
- |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
- |
соль + Н2О |
- |
- |
|
К-та |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
- |
соль + Н2О |
соль + Н2О |
- |
соль + кислота |
диссоц. |
|
Соль |
- |
- |
- |
соль + основание |
- |
соль + кислота |
соль + соль |
гидролиз |