Равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой.Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.Принцип Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, оказать воздействие, то в результате протекающих процессов равновесие сместится в таком направлении, чтобы оказанное воздействие уменьшилось.
Окислительные свойства перманганат ионов в различных средах.
Химические свойства KMnO4: Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия): в кислой среде: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O; в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH; в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O; в щелочной среде на холоде: KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K3MnO4 + H2O. Однако надо отметить, что последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указанной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.
Кислоты. Классификация. Способы получения. Химические свойства.
Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:H2SO4+Mg = MgSO4+H2 серная кислота + металл = соль + водород H2SO4+MgO=MgSO4+H2O серная кислота + оксид = соль + вода
Классификация: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле
б) по числу атомов водорода.
По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные.
По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н).
Химические свойства кислот:Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет. 1) Взаимодействие кислот с основаниями. H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O
H3PO4+Fe(OH)3=FePO4+3 H2O
2H3PO4+3 Ca(OH)2=Ca3(PO4)2+6 H2O
2)Взаимодействие кислот с основными
оксидами. 2 HCl+ CaO= CaCl2 + H2O
2 H3PO4+Fe2O3=2 FePO4+3 H2O
3)Взаимодействие кислот с металлами.
HCl+Hg=не образуется
2 HCl+2 Na=2 NaCl +H2
H2SO4+Zn=ZnSO4+H2
Сильные кислоты: HI, HBr, HCl, H2SO4,
HNO3 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]
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;
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.)
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.
Гибридизация атомных орбиталей. Рассмотреть связь между расположением атомных орбиталей и структурой молекул на примере BeCl2, BCl3.
Тип гибридизации Геометрическая форма
Sp линейная
sp2 треугольная
Угол между связями Примеры
180 BeCl2
120 BCl3
