Способы получения:

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой

SO3+H2O=H2SO4

2. Вытеснение летучих кислот

2NaCl+H2SO4(конц.)=Na2SO4+2HCl

3. Взаимодействие соли и кислоты с образованием нерастворимой соли

BaCl2+H2SO4=BaSO4+2HCl

4. Взаимодействие водорода с элементом с образованием бескислородной кислоты

H2+S=H2S

5. Комплексные кислоты

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

SnCl4+2HCl=H2[SnCl6]

4. Оксиды. Классификация. Способы получения. Химические свойства. Номенклатура.

Оксиды – это бинарные химические соединения, содержащие атомы кислорода в степени окисления –2, между которыми отсутствует ковалентная связь. Например, не являются оксидами пероксид натрия Na2O2 и фторид кислорода OF2.

Классификация.

1. По типу химической связи:

• Ионные (оксиды металлов): Na2O, Fe2O3

• Ковалентные (оксиды неметаллов): SO3, P2O5

2. По химическим свойствам:

• Основные (оксиды, которым соответствуют основания; валентность элемента, образующего оксид < 4): Na2O, CaO, FeO, CrO, MnO

• Кислотные (оксиды, которым соответствуют кислоты; валентность элемента, образующего оксид ≥ 4): SO2, SO3,Mn2O7, CrO3

• Амфотерные (оксиды, проявляющие свойства кислотных и основных оксидов). В состав амфотерного оксида входит элемент – амфоген или переходный элемент: Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, ZnO

• Несолеобразующие или индифферентные (оксиды, которым не соответствуют гидроксиды): NO, CO, N2O, NO2

3. По отношению к воде:

• Взаимодействующие с водой с образованием соответствующего растворимого гидроксида – Na2O (NaOH), CO2 (H2CO3), CaO(Ca(OH)2),

• Нерастворимые в воде – CuO, Al2O3, SiO2

Способы получения:

1. Окисление простых веществ:

C+O2=CO2

2. Окисление сложных веществ:

CH4+2O2=CO2+2H2O

3. Разложение гидроксидов (нерастворимых или нестабильных):

Cu(OH)2=CuO+H2O; H2CO3=CO2+H2O

4. Разложение солей:

CaCO3 -> t CO2+CaO

Номенклатура

Na2O - оксид натрия

SO3 - оксид серы(VI)

SO2 - оксид серы (IV)

FeO - оксид железа (II)

Fe2O3 - оксид железа (III)

Химические свойства:

1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, получаются соль и вода: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

2. Оксиды активных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочи: Li2O +H2O=2LiOH

3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием соли: Ca O + CO2 = CaCO3

4. Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, получаются соль и вода: СO2 + Ca (OH)= CaCO3 + H2O

5. Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты: P2O5 + 3 H2O = H3PO4

6. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей: Сa CO3 + SiO3 = CaSiO3 + CO2

5. Электронное строение атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням на примере свинца.

Квантовые числа – это энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится, (n – главное кв.ч., l – орбитальное кв.ч., ml – магнитное кв.ч., ms – спиновое кв.ч.)

6. Хром. Электронное строение. Валентные возможности. Степени окисления. Взаимодействие с кислотами. Важнейшие соединения.

Для хрома характерны степени окисления 0, +2, +3 и +6

Взаимодействие с кислотами: Cr+2HCl=CrCl2+H2( хлорид хрома II)

Важнейшие соединения:

CrO, Cr(OH)2, CrF2, CrCl2, CrBr2, CrI2, CrS, CrSO4, Cr2O3, Cr(OH)3, CrF3, CrCl3, CrBr3, CrI3, CrOF, Cr2S3, Cr2(SO4)3, CrPO4, CrO2, CrF4, CrCl4, CrO3, CrO5, Na2CrO4, K2CrO4.

7. Гибридизация атомных орбиталей. Рассмотреть связь между расположением атомных орбиталей и структурой молекул на примере BeCl2, BCl3.

Тип гибридизации Геометрическая форма Угол между связями Примеры

sp линейная 180 BeCl2

sp2 треугольная 120 BCl3

8. Ковалентные, ионные, молекулярные, металлические кристаллы Какие решетки и какие связи между ними?

Некоторые из них состоят из нейтральных атомов — это атомные (ковалентные) кристаллы, другие состоят из разноименно заряженных ионов — это ионные кристаллы. Металлические кристаллы построены из положительно заряженных ионов и свободных электронов, а молекулярные кристаллы состоят из молекул. Различие в структуре определяет различие свойств кристаллов.

Атомные (ковалентные) кристаллы образуются путем плотной упаковки атомов. Рассмотрим упаковку одинаковых атомов. Естественно, что при этом ионы не образуются, но возникают ковалентные связи путем спаривания валентных электронов. Такие связи характерны для элементов IV группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: углерода, кремния, германия и др.

Ионные кристаллы образуются путем плотной упаковки ионов, заряженных разноименно. К числу ионных кристаллов относится большинство неорганических соединений, например соли.

Металлические кристаллы образуются следующим образом. При кристаллизации атомы сближаются, валентные электроны отделяются от атомов и коллективизируются — они уже принадлежат не отдельным атомам, а кристаллической решетке в целом.

Совокупность этих свободных электронов образует электронный газ. Кристаллическая решетка состоит из плотно упакованных положительно заряженных ионов, которые удерживаются в узлах решетки за счет взаимодействия с отрицательно заряженным электронным газом.

Молекулярные кристаллы.

В узлах кристаллической решетки располагаются молекулы. Примером может служить модель кристалла льда. Здесь атомы кислорода условно изображены в виде светлых шариков, атомы водорода — в виде темных шариков.

9. Основания. Классификация. Номенклатура. Способы получения. Химические свойства.

Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксильными группами - ОН.

Номенклатура.

LiOH гидроксид лития

NaOH гидроксид натрия

KOH гидроксид калия

Ca(OH)2 гидроксид кальция

Cu(OH)2 гидроксид меди(II)

Fe(OH)3 гидроксид железа(III)

Классификация:

1. Щелочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

2. Нерастворимые в воде

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

ЩЁЛОЧЕЙ

1) Металл + H2O = ЩЁЛОЧЬ + Н2↑

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra)

2) ОКСИД МЕТАЛЛА + H2O = ЩЁЛОЧЬ

Na2O + H2O = 2 NaOH

Здесь, ОКСИД МЕТАЛЛА – щелочного металла (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельного (Ca, Ba, Ra)

НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

СОЛЬ + ЩЁЛОЧЬ = новое ОСНОВАНИЕ + новая СОЛЬ

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

Химические свойства.

1. Действуют на индикаторы:

при взаимодействии с основаниями: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии;

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O;

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной: 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O;

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4;

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

10. Скорость химической реакции в гомогенных и гетерогенных. Закон действующих масс.

Скорость химической реакции – это изменение количества реагирующего вещества или продукта реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

Гомогенной называется реакция, протекающая в однородной среде (в одной фазе). Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной. Отношение количества вещества к единице объема называется концентрацией с, моль/л. v=+-dc/dt

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

11. Какие реакции относятся к реакциям ионного обмена? Определение. В каких случаях происходят? Примеры (минимум 3)

Реакция ионного обмена — один из видов химических реакций, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.

Это реакция, при которой не происходит изменение степеней окисления атомов.

Это такие химические реакции, вещества в которых обмениваются между собой ионами.

Примеры реакций, идущих необратимо

1) Образование осадка

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO - 24

= BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-

- ионно-молекулярное уравнение реакции,

Ba2+ + SO - 24

= BaSO4↓ - краткая форма уравнения реакции.

2) Образование газообразного вещества

Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + S2- + 2H+ + 2Cl- = H2S↑ + 2Na+ + 2Cl-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H+ + S2- = H2S↑ - краткая форма уравнения реакции.

3) Образование слабого электролита

а) Воды: 2NaOH + H2SO4 = H2O + Na2SO4

- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + 2OH- + 2H+ +SO - 24

= 2H2O + 2Na+ + SO - 24

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2OH- + 2H+ = 2H2O - краткая форма уравнения реакции

12. Растворимость. Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы. Произведение растворимости нерастворимых соединений. Примеры.

Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества. Если молекулярные или ионные частицы, распределённые в жидком растворе присутствуют в нём в таком количестве, что при данных условиях не происходит дальнейшего растворения вещества, раствор называется насыщенным.

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

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

Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная. При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.

AgCl -><- Ag + Cl

Кд.=[Ag+][Cl-]/[AgCl]

Cag+CCl- > ПР ПР(AgCl-)=1,8*10-10

ПР(Ca3(PO4)2)=C3Ca*C2PO4=2*10-29 моль5/л5