Экспресс-курс по химии для подготовки к централизованному тестированию и экзамену

6. Шкала степеней окисления водорода

+1 Í2O, Í+, ÍCl, Í2S, NÍ3, NaOÍ, Í2SO4, NaÍCO3, MgCl(OÍ)

0Í2

–1 NaÍ, CaÍ2, AlÍ3, SiÍ4

+1

H2 − 2e = 2H (водород – восстановитель)

−1

H2 + 2e = 2H (водород – окислитель) 7. Шкала степеней окисления хлора

−1

Cl2 + 2e = 2Cl (хлор – окислитель)

+n

Cl2 – ne = 2Cl (хлор – восстановитель) 8. Шкала степеней окисления кислорода

+2 OF2

0O2, O3

Обратите внимание на свойства пероксида водорода Н2O2.

Í2O2 – 2e = O2 + 2Í+ (пероксид – восстановитель) Н2O2 + 2e = 2OÍ– (пероксид – окислитель

в кислой среде)

31

9. Шкала степеней окисления серы

32

ТЕМА 11. МЕТАЛЛЫ

Изучение теоретического материала

Подавляющее большинство известных элементов относится к металлам. Многие металлы и их соединения играют огромную роль в нашей жизни. Металлы очень сходны между собой по физическим свойствам, что объясняется сходным строением их кристаллических решеток. Сходны между собой и атомы металлов. Они имеют малое число электронов на внешнем электронном уровне, у многих металлов незавершенными являются также и предвнешние электронные уровни. Характерны для атомов металлов и большие атомные радиусы, что предопределяет их способность отдавать электроны в химиче- ских реакциях (Me0 – ne = Men+). Металлы – сильные восстановители.

Изучение этой группы элементов предлагаем вести по следующему плану:

1.Положение металлов в периодической системе. Металлические свойства s-, р-, d-элементов. Физические свойства металлов. Металлическая связь. Сплавы.

2.Химические свойства металлов. Металлы как восстановители.

3.Электрохимический ряд напряжений металлов. Коррозия металлов.

4.Распространение металлов в природе и способы их получения.

5.Щелочные металлы и их соединения.

6.Металлы главной подгруппы 2-группы и их соединения.

7.Алюминий и его соединения.

8.Железо и его соединения.

После изучения этого раздела надо уметь определять строение атомов металлов, характеризовать общие свойства металлов, а также свойства их конкретных представителей, знать свойства оксидов и гидроксидов, общие способы получения металлов. Следует еще раз повторить материал о металлической связи из предыдущего раздела, сделать выводы о ее влиянии на физи- ческие и химические свойства металлов. На примере оксидов и гидроксидов хрома с разными степенями окисления можно

33

рассмотреть вопрос о зависимости кислотно-основных свойств соединений металлов от степени окисления. Последовательность изучения может соответствовать последовательности изучения неметаллов, предложенной выше.

Повторим наиболее значимый материал.

В периодах:

1. Металлические свойства простых веществ:

Металлические свойства усиливаются → 2. Основные свойства оксидов:

BeO MgO CaO SrO BaO

Основные свойства усиливаются →

3.Основные свойства гидроксидов:

Be(OÍ)2 Mg(OÍ)2 Ca(OÍ)2 Sr(OÍ)2 Ba(OÍ)2

Основные свойства усиливаются →

Чем выше степень окисления атомов элемента, образующего оксид, тем ярче выражены кислотные свойства этого оксида и соответствующего ему гидроксида. Такая же закономерность у оксидов и гидроксидов металлов, имеющих несколько степеней окисления. Сравните свойства оксидов и гидроксидов хрома.

Кислотные свойства усиливаются → ← Основные свойства усиливаются

34

Шкала степеней окисления хрома

0Cr

Шкала степеней окисления железа

+6 K2FeO4, BaFeO4

+3 Fe2O3, FeCl3, Fe2(SO4)3, NaFeO2, K3[Fe(OÍ)6], K3[Fe(CN)6]

+2 FeO, Fe(OÍ)2, FeSO4

0Fe

Задания для самоконтроля

1.Элементы Sr, Cr, Rb, Mn, Ga, Os, Sn, V, Ti расположите в ряд: а) по возрастанию числа валентных электронов; б) по усилению металлических свойств.

2.Укажите металлы, которые не будут вытеснять водород из кислот: свинец, магний, хром, ртуть, марганец, кадмий, платина, олово, серебро, железо, золото.

3.Как осуществить превращения:

Cu → CuO → Cu → CuSO4 → Cu(OÍ)2 →

→ Cu(NO3)2 → CuS? 4. Как осуществить превращения:

Zn → ZnO → ZnSO4 → Zn → ZnI2 →

→ K2[Zn(OÍ)4] → Zn(NO3)2?

35

ТЕМА 12. ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Органическая химия – это химия соединений углерода и их производных. Многообразие органических соединений, их свойства и превращения объясняет теория химического строения

À.М. Бутлерова. Изучите этот вопрос по следующему плану:

1.Теория химического строения органических соединений

À.М. Бутлерова, основные ее положения.

2.Развернутые и сокращенные структурные формулы. Изомерия. Ациклические и циклические соединения. Первичный, вторичный, третичный и четвертичный атомы углерода.

3.Классы органических соединений. Функциональные группы. Гомологические ряды органических соединений.

4.Природа химической связи в органических соединениях. Реакции замещения, присоединения и разложения. Реакции образования радикалов и ионов.

5.Изомерия и ее виды.

Сделаем некоторые обобщения

1. Важнейшие классы органических соединений:

36

2. Химические реакции, типичные для органических соединений, можно классифицировать по различным признакам.

По типу химического превращения:

– реакции замещения, сопровождающиеся образованием новых ковалентных связей при замещении одного атома (или группы атомов) на другие атомы или группы атомов, например:

CÍ4 + Cl2 → CÍ3Cl + ÍCl;

CÍ3Cl + NaOÍ → CÍ3OÍ + NaCl;

– реакции присоединения, сопровождающиеся образованием новых «сигма» ( σ ) – связей за счет разрыва «пи» ( π ) – связей, например:

CÍ2 = CÍ2 + ÍBr → CÍ3 – CÍ2Br;

– реакции разложения, сопровождающиеся образованием новых, более простых по составу молекул, например:

CÍ3 – CÍ2OH → CÍ2 = CÍ2 + Í2O.

По способу разрыва связей:

– реакции с образованием радикалов, обусловленные симметричным разрывом связи (гомолитический разрыв связи), например:

À : Â → A· + ·B; (радикалы)

– реакции с образованием ионов, обусловленные несимметричным разрывом связи (гетеролитический разрыв связи), например:

À :  → À+ + :– . катион анион

37

Реагенты в химических реакциях подразделяются на нуклеофилы («любящие ядра») и электрофилы («любящие электроны»). Нуклеофил – это частица, которая атакует атом углерода, предоставляя (донируя) ему электронную пару. Электрофил – это частица, которая атакует атом углерода, отнимая (акцептируя) у него электронную пару.

Пример нуклеофильного замещения:

ÍO–+ CÍ3 – Cl → ÍO – CÍ3 + Cl–. нуклеофил

Пример электрофильного замещения:

C6Í6 + NO2+ → C6Í5 – NO2 + Í+. электрофил

Частица NO2+ образуется из азотной кислоты в нитрующей смеси (смесь концентрированных азотной и серной кислот):

ÍNO3 + 2Í2SO4 → NO2+ + Í3O+ + 2HSO4− .

Задания для самоконтроля

1. Составьте развернутые структурные формулы следующих органических веществ:

C2Í6, CÍ3OÍ, C2Í5OC3Í7, C3Í7OÍ, C3Í8, C2Í5NÍ2, C2Í5Br.

2.Составьте структурные формулы возможных изомеров

для соединений, имеющих состав: C4Í10, C4Í10O. Укажите первичные, вторичные, третичные и четвертичные атомы углерода.

3.Назовите классы, к которым принадлежат следующие органические соединения:

CÍ3NÍ2, CÍ3COOÍ, C2Í5NO2, CÍ3COOC2Í5, C3Í7OC3Í7, C2Í6,

C2Í5Br,C3Í6, C6Í5OÍ, C6Í12.

38

ТЕМА 13. УГЛЕВОДОРОДЫ

Изучение теоретического материала

Конкретные гомологические ряды углеводородов, указанные

âпрограмме по химии, изучаются по следующему плану:

1.Гомологический ряд. Характерные признаки в строении представителей ряда. Изомерия.

2.Электронное строение: вид гибридизации, длина связей, валентный угол, геометрическая форма молекулы.

3.Названия по систематической и рациональной номенклатурам.

4.Химические свойства, механизмы реакций.

5.Способы получения углеводородов данного гомологиче- ского ряда.

6.Применение углеводородов данного ряда в различных отраслях промышленности.

Рассмотрим для примера, в какой последовательности можно изучать тему «Предельные углеводороды», на какие вопросы следует обратить внимание.

Предельные углеводороды (алканы, парафины, жирные или алифатические соединения)

CnÍ2n+2 – общая формула; в названиях используется суффикс -ан, что свидетельствует о наличии только одинарных связей в молекулах; sp3 – гибридизация электронных орбиталей в атомах углерода; угол – 109°28';молекула объемная в пространстве (тетраэдрическая), длина связи (C–C) – 0,154 нм.

CÍ4 – метан; C2Í6 – ýòàí; C3Í8 – пропан; С4Í10 – бутан. Углеводороды имеют низкую химическую активность. Не взаи-

модействуют с сильными кислотами, сильными основаниями, перманганатом калия и другими сильными окислителями, сильными восстановителями (Na).

Характерные реакции: а) замещения:

CnÍ2n+2 + Ãàë2 → CnÍ2n+1Ãàë + ÍÃàë; CnÍ2n+2 + ÍO–NO2 → CnÍ2n+1–NO2 + Í2O;

39

б) крекинг:

CnÍ2n+2 → CmÍ2m + CmÍ2m+2, где n = 2m; в) дегидрирование:

CnÍ2n+2 → CnÍ2n + Í2; г) изомеризация:

CÍ3

|

CÍ3 – CÍ2 – CÍ2 – CÍ2 → CÍ3 – CÍ – CÍ3; д) каталитическое окисление:

CÍ4+ [O] → H3C – OH (спирт);

CÍ4+ [O] → H2C = O (альдегид);

CÍ4+ [O] → HCOOH (кислота);

е) горение:

CnÍ2n+2 + (1,5n + 0,5)O2 → nCO2 + (n + 1)Í2O.

Способы получения алканов

1. Получение метана:

à) Al4C3 + 12Í2O → 3CÍ4 + 4Al(OÍ)3;

á) CÍ3COONa(òâ.)+ NaOÍ(òâ.) → CÍ4(ã.) + Na2CO3(òâ.).

2. Получение других алканов:

à) nCO + (2n + 1)Í2 → CnÍ2n+2 + nÍ2O;

á) R′ – Ãàë + R′′ – Ãàë + 2Na → R′ – R′′ + 2NaГал. (реакция Вюрца)

3. Получение из непредельных углеводородов в результате присоединения водорода:

CnÍ2n + Í2 → CnÍ2n+2.

Аналогично рассматриваются строение и свойства остальных классов углеводородов: циклоалканов (циклопарафинов),

40