Repetitor_po_khimii_posle_RIO_16_11
.pdfОсновные, кислотные и амфотерные оксиды называются с о л е- о б р а з у ю щ и м и . Все они обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями).
Имеется небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств, т. е. не образуют солей. Такие оксиды называются н е с о л е б р а з у ю щ и м и или и н д и ф ф е р е н т - н ы м и. К ним, например, относятся оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO и оксид кремния (II) SiO.
КИСЛОТЫ
Кислоты образованы ионами водорода H+ и кислотными остатками – анионами. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют.
Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные
остатки (Cl , NO3 ); сернистая кислота (H2SO3) – два кислотных остатка: однозарядный (HSO3 ) и двухзарядный (SO32 ), фосфорная –
три: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н2РО 4 , НРО 42 |
и |
|||||
РО 34 ). |
|
|
|
|
|
|
|
Кислота |
HNO3 |
H2SO3 |
Н3РО4 |
|
|
|
Кислотный |
NO3 |
HSO 3 |
Н2РО 4 |
|
|
|
остаток |
|
|
|||
|
|
SO 32 |
НРО 42 |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
РО34 |
|
|
Число ионов водорода H+, способных замещаться на металл, определяет основность кислоты: одноосновные – HBr, HNO3, HCN;
двухосновные – H2SO4, H2CO3, H2S; трехосновные – Н3РО4, H3BO3.
Различают кислоты к и с л о р о д н ы е и б е с к и с л о р о д н ы е. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, H2SO4, HNO3, Н3РO4), вторые его не содержат (например, HCl, HBr,
HI, H2S). |
|
Названия к и с л о р о д н ы х кислот производят |
от названия |
неметалла с прибавлением суффиксов –н(ая), -в(ая), |
если степень |
11
окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оват(ая), -ист(ая), -оватист(ая). Однако если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется приставка мета-, при большем – орто-: HBO2 – метаборная кислота; H3BO3 – ортоборная кислота (табл.1.1).
Названия б е с к и с л о р о д н ых кислот производят от названия неметалла с соединительной гласной «о» и прибавлением слова водородная: HF – фтороводородная, или плавиковая, кислота; НС1 – хлороводородная, или соляная, кислота; НВr – бромоводородная кислота; HI – иодоводородная кислота; H2S – сероводородная кислота.
Таблица 1.1
Оксиды металлов, реакции образования и названия соответствующих им кислот
Оксиды |
|
|
|
Названия |
неметаллов |
Схемы образования |
Названия кислот |
анионов |
|
(ангидриды) |
|
кислот |
|
кислотных |
|
|
|
|
остатков |
1 |
|
2 |
3 |
4 |
+3 |
+3 |
+3 |
|
|
N2O3 |
N2O3 + H2O = 2HNO2 |
Азотистая |
нитрит |
|
+5 |
+5 |
+5 |
|
|
N2O5 |
N2O5 + H2O = 2HNO3 |
Азотная |
нитрат |
|
|
+3 |
+3 |
|
|
|
B2O3 + H2O = 2HBO2 |
Метаборная |
метаборат |
|
+3 |
+3 |
+3 |
|
|
B2O3 |
B2O3 + 3H2O = 2H3BO3 |
Ортоборная |
ортоборат |
|
|
+3 |
+3 |
|
|
|
2B2O3 + H2O = 2H2B4O7 |
Тетраборная |
тетраборат |
|
+4 |
+4 |
+4 |
|
|
SiO2 |
SiO2 + H2O = H2SiO3 |
Метакремниевая |
метасиликат |
|
|
+5 |
+5 |
|
|
|
Р2О5 + Н2О = 2НРО3 |
Метафосфорная |
метафосфат |
|
+5 |
+5 |
+5 |
|
|
Р2О5 |
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 |
Ортофосфорная |
ортофосфат |
|
|
+5 |
+5 |
|
|
|
Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 |
Пирофосфорная |
пирофосфат |
|
|
|
|
|
|
12
|
|
|
Окончание табл. 1.1 |
|
1 |
|
2 |
3 |
4 |
+4 |
+4 |
+4 |
|
|
SO2 |
SO2 + H2O = H2SO3 |
Сернистая |
сульфит |
|
+6 |
+6 |
+6 |
|
|
SO3 |
SO3 + H2O = H2SO4 |
Серная |
сульфат |
|
+4 |
+4 |
+4 |
|
|
СО2 |
СО2 + Н2О = Н2СО3 |
Угольная |
карбонат |
|
+1 |
+1 |
+1 |
|
|
ClO2 |
Cl2O + H2O = 2HClO |
Хлорноватистая |
гипохлорит |
|
+3 |
+3 |
+3 |
|
|
Сl2O3 |
Cl2O3 + H2O = 2HClO2 |
Хлористая |
хлорит |
|
+5 |
+5 |
+5 |
|
|
Cl2O5 |
Cl2O5 + H2O = 2HClO3 |
Хлорноватая |
хлорат |
|
+7 |
+7 |
+7 |
|
|
Сl2O7 |
Cl2O7 + H2O = 2HClO4 |
Хлорная |
перхлорат |
|
+3 |
+3 |
+3 |
|
|
As2O3 |
As2O3 + H2O = 2HAsO2 |
Мышьяковистая |
метаарсенит |
|
|
+3 |
+3 |
Орто- |
|
|
As2O3+3H2O=2H3AsO3 |
мышьяковистая |
ортоарсенит |
|
+5 |
+5 |
+5 |
|
|
As2O5 |
As2O5+3H2O=2H3AsO4 |
Мышьяковая |
арсенат |
ОСНОВАНИЯ
В состав молекулы всякого основания (гидроксида) входят металл и некоторое, в зависимости от его степени окисления, число гидроксидных ОН– групп. Зная, что гидроксид-ион однозаряден, легко найти заряд металла либо составить формулу основания.
Основания в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в случае гидрата аммиака) и гидроксид-ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид-ионов, основания не образуют.
Согласно международной номенклатуре названия оснований составляют из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывают степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
13
Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называется едкий натр; гидроксид калия КОН – едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)2 – гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)2 – едкий барит.
Большинство оснований почти нерастворимо в воде. Те, которые хорошо растворяются, часто называют щелочами. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса
– в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый цвет. Гидроксид-ионами ОН– обусловлены все общие щелочные свойства растворов (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями).
Амфотерные гидроксиды образуют элементы с амфотерными свойствами. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+, и гидроксид-ионы ОН–. Такими являются А1(ОН)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3,
Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2, и др.
Например: А13++ЗОН– ↔А1(ОН)3=А1(ОН)3 + Н2O ↔[А1 (ОН)4]– +Н+. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами
кислот, так и с растворами щелочей.
СОЛИ
Соли – соединения, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков. Зная заряд того и другого, легко составить формулу соли и, наоборот, по уже имеющейся формуле и известном заряде одной из составляющих частей определить заряд другой.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т. е. реакции нейтрализации, например
2NaOH + 2H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O.
Взависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные.
Вк и с л ы х солях кроме ионов металла и кислотного остатка
содержатся ионы водорода, например, NaHSO4, Na2HPO4, NaH2PO4. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.
Названия кислых солей образуют добавлением к аниону приставки гидро-, а если необходимо, то с соответствующими
14
числительными: NaHSO4 – гидросульфат натрия, КН2РO4 – дигидрофосфат калия.
О с н о в н ы е соли – это соли, которые кроме ионов металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппы. Их можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки, итак, основные соли образуются основаниями многозарядных (двух и более) катионов. Основания однозарядных катионов основных солей не образуют.
Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставки гидроксо-: A1(ОН)SO4 – гидроксосульфат алюминия; A1(ОН)2С1 – дигидроксохлорид алюминия.
Д в о й н ы е соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного остатка, например, KA1(SO4)2, LiAl(SiO3)2, Na3AlF6, KCr(SO4)2. Двойные соли диссоциируют сразу на те ионы, из которых они состоят.
В состав к о м п л е к с н ы х с о л е й входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки).
Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO3 – нитрат калия, FeSO4, – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III), NaCl – хлорид натрия.
В табл. 1.1 приведены оксиды, схемы образования кислот, названия кислот и анионов, с помощью которых можно давать международные названия солям.
15
1.3. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентов элементов и сложных веществ
Закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях, то есть в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов.
Химический эквивалент – это условная частица,
равноценная (которая соединяется или замещается) по химическому действию одной единице водорода в кислотноосновных реакциях или одному электрону в окислительновосстановительных реакциях.
Эквивалент можно представить в виде фактора эквивалентности. В этом случае фактор эквивалентности записывается как коэффициент перед формулой частицы:
Э(х) = fэкв(х) х.
Фактор эквивалентности fэкв (х) – это число, обозначающее какая доля условной формульной частицы реагирует с одним ионом водорода в данной кислотно-основной реакции или с одним электроном в данной окислительно-восстановительной реакции.
Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Фактор эквивалентности рассчитывается
для каждой реакции отдельно и равен |
1 |
|
: |
||
z |
|||||
|
|
|
|||
для элемента х z равен валентности элемента; |
|||||
для кислот, Hn+(KO)n- |
z |
– |
число ионов водорода, |
||
замещающихся в данной реакции; |
|
|
|
||
для оснований, Mez+(OH)z |
z – число ОН--групп, вступающих в |
||||
данную реакцию; |
|
|
|
|
для солей, Menz+(KO)zn- z – произведение числа катионов на заряд катиона;
для окислителей (восстановителей) z – числу электронов,
которое принимает (отдает) одна формульная единица окислителя (восстановителя).
Молярная масса эквивалента вещества – масса одного моля
эквивалента этого вещества, равна произведению молярной массы вещества х на фактор эквивалентности
М(Э(х)) = М(х) fэкв (х), г/моль,
где М(х) – молярная масса вещества х,
fэкв (х) – фактор эквивалентности вещества х.
16
Молярная масса эквивалента определяется по конкретной химической формуле и зависит от того, в реакции какого типа
участвует данное вещество. Следовательно, она изменяется в зависимости от конкретной химической реакции, в которой участвует данное вещество.
а) Молярная масса эквивалента элемента х связана с атомной
массой элемента соотношением: М(Э(х)) = |
A(x) |
. |
|||||
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
z |
|
Для реакции: |
Zn + 2HCl = ZnCl2 |
+ H2, молярная масса |
|||||
эквивалента цинка М(Э(Zn)) = |
A(Zn) |
= |
65 |
. |
|
|
|
z |
|
|
|
||||
|
|
2 |
|
|
|
б) Молярная масса эквивалента кислоты Hn+(KO)n- может быть вычислена как частное от деления молярной массы кислоты, на число ионов водорода замещающихся в данной реакции.
М(Э(Hn+(KO)n-)) = М(Hn+(KO)n-)· fэкв (Hn+(KO)n-).
М(Э(кислоты)) = М(кислоты) fэкв (кислоты).
Так, для реакций трехосновной фосфорной кислоты возможны несколько случаев взаимодействия (табл.1.2).
Таблица 1.2
Примеры расчета молярной массы эквивалента кислоты
№ |
|
Уравнение реакции |
fэкв(Н3РО4) |
М(Э(H3PO4)) = |
|
|
|
|
=М(H3PO4) ∙fэкв (H3PO4) |
1 |
H3PO4 |
+ KOH = KH2PO4 + H2O |
1 |
98 |
|
|
|
|
|
2 |
Н3РО4 |
+ 2КОН =К2НРО4+ 2Н2О |
1/2 |
98/2 |
|
|
|
|
|
3 |
Н3РО4 |
+ 3КОН = К3РО4 + 3Н2О |
1/3 |
98/3 |
|
|
|
|
|
Молярная масса эквивалента фосфорной кислоты рассчитанная
по формуле М(Э(H3PO4)) = М(H3PO4) · fэкв (H3PO4), будет равна 98/1, 98/2 и 98/3 соответственно.
в) Молярная масса эквивалента основания |
Men+(OH)n равна |
отношению молярной массы основания к |
числу ОН–-групп, |
вступающих в данную реакцию.
М(Э(Mez+(OH)z)) = М(Mez+(OH)z) · fэкв (Mez+(OH)z-).
М(Э(основания)) = М(основания) fэкв (основания)
17
г) Молярная масса эквивалента соли Menm+(KO)mn- |
находится |
как отношение молярной массы соли к произведению числа катионов
на заряд катиона.
М(Э(Menz+(KO)zn-)) = М(Menz+(KO)zn-) · fэкв (Menz+(KO)zn-).
М(Э(соли)) = М(соли) fэкв (соли).
В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса окислителя или восстановителя рассчитывается с учетом числа электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления. Например, с участием KMnO4 в кислой среде перманганат-ион восстанавливается до Mn (II)
MnO 4 + 8H+ + 5 е = Mn+2 + 4H2O.
Поскольку в реакции участвуют 5 электронов, fэкв (KMnO4) = 1/5, и
тогда М (1/5 KMnO4) = 1/5∙158 = 31,6 г/моль.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1.1. Что выражает химическая формула вещества?
1.2. Какие оксиды называются кислотными, а какие основными? Приведите по 5 примеров.
1.3. Какие оксиды называются амфотерными? Приведите примеры.
1.4. Назовите вещества, состав которых представлен следующими формулами: P2O5, Na2O, N2O, Li2O, SO2, Cr2O3, CrO3, H2, O2. Отметьте основные и кислотные оксиды.
1.5. Укажите, какие из следующих веществ относятся к классу оксидов: негашеная известь, фосфорный ангидрид, сероводород, сернистый газ, аммиак, серный ангидрид. Приведите формулы указанных сложных веществ.
1.6. Перечислите ряд общих свойств, присущих типичным общеизвестным солям.
1.7. Приведите примеры 10 солей, в том числе кислых и основных. Назовите эти соли. В чем заключается различие между кислыми и основными солями?
1.8.. Что называется эквивалентом элемента, эквивалентом сложного вещества, молярной массой эквивалента?
1.9. Сформулируйте закон эквивалентов.
18
1.10. Определите молярную массу эквивалента следующих элементов:
а) серебра, если известно, что при нагревании его оксида до полного разложения масса оксида уменьшилась на 6,9 %; б) свинца, если при нагревании 1,036 г его в токе кислорода получено 1,116 г оксида;
в) натрия и серы, если известно, что 2,3 г натрия непосредственно реагируют с 1,6 г серы и с 3,55 г хлора; молярную массу эквивалента хлора принять равной 35,5 г.
1.11. Определите молярную массу эквивалента металла в следующих соединениях: Mn2O7, Mg2P2O7, Ba(OH)2, Al2(SO4)3,
Ag2O, Ca3(PO4)2.
1.12. Как изменяются окислительные свойства кислот хлора в ряду HClO, HClO2, HClO3, HClO4? Укажите причину этой закономерности.
19
2. СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов.
Атом условно можно представить:
|
Атом |
|
А0 |
Ядро |
Электроны |
Z+ |
ē |
Протоны |
Нейтроны |
p+ |
n0 |
В настоящее время в ядре открыто большое число элементарных частиц, важнейшие из которых: p – протон, n – нейтрон (табл.2.1). Число протонов в ядре характеризует его заряд (Z), принадлежность атома данному химическому элементу соответствует порядковому номеру элемента в Периодической системе. Сумму протонов (Z) и нейтронов (N), содержащихся в ядре атома, называют массовым числом (А), A = Z + N. [1-9]
Таблица 2.1
Элементарные частицы
Частица |
Символ |
Масса, кг |
Заряд |
|
|
|
|
|
|
Электрон |
ē |
9,109 ∙10-31 |
отрицательный |
|
|
|
|
|
|
Протон |
р |
1,673 ∙10-27 |
положительный |
|
|
|
|
|
|
Нейтрон |
n |
1,675 ∙10-27 |
нейтральный |
|
|
|
|
|
|
Ядро |
– |
10-27 |
– 10-25 |
положительный |
Атом |
– |
10-27 |
– 10-25 |
нейтральный |
Находясь в поле ядра, электроны непрерывно движутся, а так как масса электрона мала, а скорость велика, то он как бы «размазан» в пространстве вокруг ядра и рассматривается как электронное облако. Невозможно одновременно точно определить координаты электрона и его скорость. Можно говорить лишь о вероятностном нахождении электрона в данной точке в данное время в поле ядра.
20