Repetitor_po_khimii_dlya_pervokursnika_2012

Основные, кислотные и амфотерные оксиды называются с о л е- образующими. 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 несолебразующими или индифферент- 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 , НРО24− и 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 кислородные и бескислородн ы е. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, H2SO4, HNO3, Н3РO4), вторые его не содержат (например, HCl, HBr, HI, H2S).

Названия кислородных 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 бескислородных 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

12

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).

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются традиционные русские названия. Например,

13

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

числительными: NaHSO4 – гидросульфат натрия, КН2РO4 – дигидрофосфат калия.

14

Основные 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.

Всостав комплексных солей 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.

Втабл. 1.1 приведены оксиды, схемы образования кислот, названия кислот и анионов, с помощью которых можно давать

международные названия солям.

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 кислотно-

15

основных 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 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.

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

16

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

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.

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.

17

Например, с участием KMnO4 в кислой среде перманганат-ион восстанавливается до Mn (II)

MnO−4 + 8H+ + 5е = 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.

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.

18

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

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

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