Н.Н. Акинфиев С.С. Епифанова. Введение в химию. 2007 год.

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ
ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ГЕОЛОГОРАЗВЕДОЧНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
КАФЕДРА ХИМИИ
Н.Н. Акинфиев
С.С. Епифанова
ВВЕДЕНИЕ В ХИМИЮ
Учебно-практическое пособие
Москва 2007
2
Цель данного пособия – подготовить студентов МГГРУ всех специальностей к прохождению курса физической химии, который будет изучаться
ими в течение двух первых семестров. В пособии весьма сжато излагаются
основные понятия, представления и законы, входящие в курс средней школы, необходимые для дальнейшего углубленного изучения химии и связанных с ней профильных дисциплин: геохимии, гидрогеологии, экологии,
петрографии и др.
В пособие включены следующие разделы химии:
1. Атомно-молекулярное учение.
2. Строение атома. Периодический закон.
3. Классы неорганических соединений.
4. Электролитическая диссоциация.
5. Гидролиз.
6. Окислительно-восстановительные реакции.
7. Количественные расчеты в химии.
8. Лабораторная работа Классы неорганических соединений
Изучение ВВЕДЕНИЯ завершается прохождением компьютерного тестового контроля в дисплейном классе кафедры химии.
3
1. ВВЕДЕНИЕ. ПРЕДМЕТ ХИМИИ. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ.
Химия – наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры. Таким образом, главным объектом химии
как науки являются вещества и их превращения. Все вещества в конечном итоге
состоят из атомов, следовательно, из электронов, протонов и нейтронов. В целом
атом электронейтрален, т.е. число составляющих его положительно заряженных
протонов равно числу отрицательно заряженных – электронов. В химии широко
пользуются понятием элемента – определённого вида атомов с одинаковым зарядом ядра. В настоящее время известно 116 элементов, но нас будут интересовать
только природные 92 элемента от водорода Н до урана U. Вещество может быть
простым, т.е. состоять из атомов одного элемента и сложным, т.е. представленным атомами различных элементов. Например, простыми являются газы – кислород O2 и озон O3, а вода H2O – сложное вещество.
Атом - это наименьшая частица элемента, входящая в состав молекул простых
и сложных веществ. Молекула – это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются её составом и строением.
2. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ.
С точки зрения атомно-молекулярного учения химическим элементом называется каждый отдельный вид атомов. Значение заряда ядра атома служит отличительным признаком для различных видов атомов.
Массы атомов чрезвычайно малы. Так, например, масса атома водорода составляет 1.674⋅10-27 кг, а масса атома урана 3.953⋅10-25 кг. В химии традиционно
используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. За единицу атомной массы принята атомная единица массы (а.е.м.), которая представляет
собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12C, что составляет 1.66054⋅10-27 кг.
Поэтому относительной атомной массой Ar химического элемента называется
величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода 12C. Например, относительная атомная масса урана составляет
A r (U) =
3.953 ⋅10 -25
= 238.06.
1.66054 ⋅10 -27
Современные значения атомных масс приведены в периодической системе
элементов.
Относительной молекулярной массой Mr вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава
элемента к 1/12 массы атома углерода 12C. Относительная молекулярная масса
численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Например,
4
M r (H 2 O) = 2 ⋅ A r ( H ) + 1 ⋅ A r ( O ) = 2 ⋅1.00794 + 1 ⋅15.9994 = 18.01528 ≈ 18
В Международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества
принят моль. Чтобы научиться пользоваться этой величиной, сначала определим
элементарную единицу вещества. Ею могут быть молекула, атом или какая-либо
другая специфическая основная структура. Затем определим число атомов точно в
12 г 12С:
0.012 кг ⋅ моль -1
NA =
= 6.02213 ⋅10 23 моль -1
−27
12 ⋅1.66054 ⋅10 кг
Это число называется постоянной Авогадро (NA). Теперь можно сказать, что 1
моль любого вещества – это такое его количество, которое содержит NA элементарных единиц.
Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к количеству
вещества. Она имеет размерность кг/моль или г/моль. Обычно её обозначают буквой M.
Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества. Например,
молярная масса газообразного кислорода M(O2) = 2⋅15.9994 = 31.9988 г/моль, а
самородного золота M(Au) = 196.9665 г/моль.
Газы при низких давлениях можно описать как ансамбль несвязанных друг с
другом молекул (идеальный газ). Это значит, что молекулы разных сортов, но находящихся в одинаковых количествах, будут иметь близкие свойства. Это утверждение носит название закона Авогадро: в равных объёмах различных газов при
одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число
молекул. Если известна масса или количество газа, а надо вычислить его объём,
или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клапейрона:
pV = nRT =
m
RT ,
M
где p – давление газа, Па; V – его объём, м3; T – температура в абсолютной шкале,
K; n – количество вещества газа, моль; m – масса, г; M – молярная масса газа,
г/моль; R = 8.31441 Дж/(моль⋅К) – универсальная газовая постоянная. При нормальных условиях (температуре 273.15 К и давлении 101325 Па) один моль идеального газа занимает объём равный 22.41 л.
Вещества, взаимодействуя друг с другом, подвергаются различным изменениям и превращениям. Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами1, называются химическими. Иначе эти явления называют химическими превращениями, химическими
реакциями или химическими взаимодействиями. При записи уравнения химической реакции следует помнить, что в соответствии с законом сохранения массы
число атомов каждого типа, вступающих в реакцию, должно быть равно числу
атомов этого же типа в продуктах реакции (баланс массы). Если в реакции участ1
и при этом не происходит изменения состава ядер атомов
5
вуют заряженные частицы (ионы), то следует также учитывать баланс заряда. Например, уравнение реакции окисления иона Mn2+ кислородом воздуха запишется в
виде
2⋅Mn2+ + O2 + 2⋅H2O ⇒ 2⋅MnO2 + 4H+
Коэффициенты, стоящие в этом уравнении перед формулами соединений, называются стехиометрическими и необходимы для выполнения условий баланса масс
и заряда.
Решение типовых задач.
Задача. Рассчитайте массу одной молекулы C2H5OH в кг.
Решение. Используя периодическую систему, рассчитаем молярную массу нашего
вещества
M(C2H5OH) = 2⋅Mr(C) + 5⋅Mr(H) + Mr(O) + Mr(H) = 2⋅12.011 + 5⋅1.008 + 15.999 +
1.008 = 46.069 г/моль = 46.069⋅10-3 кг/моль. Полученный результат означает,
что масса NA молекул этанола равна 46.069⋅10-3 кг. Следовательно, масса одной молекулы составляет
M ( C 2 H 5 OH ) 46.069 ⋅10 −3 кг ⋅ моль -1
m ( C 2 H 5 OH ) =
=
= 7.650 ⋅10 −26 кг
23
-1
NA
6.022 ⋅10 моль
Задача. Сколько молекул содержится в 40 л азота при нормальных условиях?
Решение. 1 моль газообразного азота при нормальных условиях занимает объём
22.41 л. Значит количество азота в 40 л равно n = 40/22.41 =1.785 моль, которому соответствует n⋅NA = 1.785⋅6.022⋅1023 = 1.075⋅1024 молекул.
3.
СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН.
Поведение электрона в атоме имеет первостепенное значение, поскольку
именно электронные конфигурации определяют химические свойства элементов.
Для описания поведения электрона разработан специальный математический
язык, который носит название квантовой механики. Для нас пока важно, что электрон характеризуется волновой функцией или орбиталью, которую можно условно представить себе как область пространства вокруг ядра, в котором наиболее
вероятно нахождение этого электрона. Эту область пространства в химии часто
называют электронным облаком. Орбитали различаются между собой по энергии
и форме. Энергия орбитали в основном характеризуется главным квантовым числом n, которое может принимать целочисленные значения 1, 2, 3, …. Увеличение
n соответствует возрастанию энергии электрона. Для обозначения формы (или типа) орбитали используются прописные латинские буквы: s, p, d, f, g, h, …
На первом уровне (n = 1) может быть только одна орбиталь, называемая sорбиталью. Её обозначение 1s. На втором уровне возможны две орбитали - 2s и
2р. Третий энергетический уровень имеет три орбитали, три формы электронных
облаков - 3s, 3р и 3d. Четвертый уровень имеет орбитали - 4s, 4p, 4d, 4f.
Каждый тип орбитали характеризуется расположением электронного облака в
пространстве: s-орбиталь из-за своей сферической формы имеет единственную
6
ориентацию в пространстве, р-орбиталь, имеющая форму гантели – три ориентации: так называемые рх, ру и рz. d-Орбиталь имеет пять расположений, а f-облако
имеет семь ориентаций в пространстве.
Расположение электронов на орбиталях описывается тремя правилами: принципом наименьшей энергии, принципом запрета Паули и правилом Хунда.
Принцип наименьшей энергии утверждает, что наиболее устойчивое состояние электрона – это состояние с наинизшей энергией. Это означает, что электроны «стремятся» занять орбитали как можно более низкой энергии. Чтобы применять этот принцип надо знать энергетическую последовательность атомных орбиталей. В порядке возрастания она выглядит следующим образом: 1s < 2s < 2p <3s
< 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈ 5d <6p < 7s < 5f ≈ 6d.
Принцип запрета Паули утверждает, что на одной орбитали не может находиться более двух электронов. Это значит, что на s-орбитали может находиться
два электрона, на трёх p - 6 электронов, на пяти d - 10 электронов и на семи f - 14
электронов.
С правилом Хунда вы познакомитесь позже.
Теперь, используя эти правила, запишем электронную формулу атома водорода Н. Порядковый номер водорода 1. Это значит, что заряд его ядра равен +1, и,
следовательно, в атоме H имеется единственный электрон. По принципу наименьшей энергии этот электрон займёт энергетически наиболее низкую орбиталь,
и поэтому электронная конфигурация водорода 1s1. Водород в своих химических
реакциях способен как к присоединению, так и к отдаче электрона.
Теперь для примера запишем электронную конфигурацию атома кислорода O.
Из периодической системы видим, что его порядковый номер 8, и, значит, мы
должны разместить 8 электронов на атомных орбиталях. Первые два электрона по
принципу наименьшей энергии занимают 1s-орбиталь, и теперь, согласно принципу Паули, эта орбиталь полностью занята. Следующие электроны занимают
следующую доступную наиболее низкую орбиталь, и ей является орбиталь 2s. Ёмкость этой орбитали также равна 2, принимая два следующих электрона. Оставшиеся 4 электрона располагаются на следующей по энергии орбитали – 2p. Таким
образом, электронная формула кислорода имеет вид 1s2 2s2 2p4.
Структурно все элементы систематизированы в периодическую систему, которая содержит 7 периодов (горизонтальные ряды) и 8 групп (вертикальные ряды).
Первый период состоит из двух элементов - водорода Н и гелия Не, обладающих уникальными свойствами.
Второй период содержит 8 элементов, начиная от щелочного металла лития Li
и до инертного газа неона Ne. Из этих восьми элементов три (углерод С, кислород
О и азот N) входят в состав живых и растительных организмов - это, так называемые, биофильные элементы.
Третий период так же, как и предыдущий, включает в свой состав 8 элементов.
Период начинается с натрия Na и заканчивается аргоном Ar. В третьем периоде
7
находятся наиболее распространенные элементы земной коры и гидросферы, такие как кремний Si, алюминий Al, натрий Na, магний Mg, хлор Сl и сера S.
Второй и третий периоды называются типическими из-за характерного повторения свойств элементов.
Четвёртый и пятый периоды, как и все остальные, являются большими периодами и включают в свой состав по 18 элементов. Четвертый период начинается
щелочным металлом калием К и заканчивается криптоном Kr. В начале пятого
периода стоит щелочной металл Rb, а завершается период инертным элементом
ксеноном Хе. В больших периодах после щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba)
располагаются 10 переходных металлов. В 4 периоде переходными являются элементы от скандия Sc до цинка Zn, а в пятом периоде - от иттрия Y до кадмия Сd.
Шестой период самый большой, он состоит из 32 элементов. Это 18 элементов
(от щелочного металла цезия Сs до инертного радона Rn), включая переходные от
лантана La до ртути Hg, и 14 элементов - так называемые лантаноиды – металлы
от церия Ce до лютеция Lu.
Седьмой период природных элементов - незавершенный, он начинается францием Fr и заканчивается ураном U - элементом актиноидной подгруппы.
В каждом периоде происходит периодическое изменение химических свойств
элементов, т.е. каждый период начинается активным щелочным металлом и затем
по мере продвижения по периоду металлические свойства ослабляются, а неметаллические - усиливаются. Восстановительные свойства металлов переходят в
окислительные неметаллов. В малых периодах это периодическое изменение химических свойств происходит довольно заметно от элемента к элементу, а в
больших периодах, которые включают в себя и переходные элементы (10 элементов), лантаноиды (14 элементов) и актиноиды (14 элементов) изменение свойств
происходит замедленно.
В одинаковых группах находятся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Например, группа щелочноземельных металлов начинается
элементом бериллием Ве, проявляющим амфотерные свойства, и завершается
радиоактивным металлом радием Ra.
Все элементы периодической системы по химическим свойствам могут быть
разделены на две группы - металлы и неметаллы. К металлическим элементам относится большинство элементов (около 80 % от их общего числа) - s, f, d и некоторые p-элементы принадлежат к металлам. Неметаллы составляют в основном pэлементы.
По химическим свойствам металлам соответствуют основные оксиды и основания и они, как правило, проявляют восстановительные свойства, т.е. способны
к отдаче электронов, переходя в окисленные формы. Физические свойства металлов обуславливаются металлической структурой и проявляются в хорошей электропроводности, теплопроводности, ковкости и блеске.
Неметаллы образовывают кислотные оксиды и соответствующие им кислоты
и проявляют в основном окислительные свойства.
8
Классификация элементов может быть проведена по формам нахождения элементов в различных природных системах. Элемент может находиться в форме
простого вещества или входить в состав сложного. Элементы, встречающиеся в
природе в виде простых веществ, называются самородными. К таким элементам
относятся металлы: золото Au, серебро Ag, ртуть Hg, платина Pt, осмий Os, иридий Ir, палладий Pd, родий Rh и рутений Ru. Последний элемент, открытый российским ученым К.Г. Клаусом в 1884 году, назван древним именем нашей страны:
Рутения - так в древности называлась Россия.
К неметаллам, находящимся в природе в самородном виде, относятся сера S и
углерод C (графит и алмаз). В виде простых веществ находятся в природе газы
атмосферы - азот N2, кислород O2 и инертные газы (аргон Ar и др.). Большинство
элементов не могут встречаться в самородном виде, а находятся в природных системах только в виде соединений (минералов). Например, кремний встречается в
виде минерала кварца SiO2 и в виде огромного числа солей кремниевых кислот
(силикатов).
Степень окисления элемента относится к основным понятиям химии. Оно введено для характеристики состояния атома в соединении. В образовании химической связи принимают участие, как правило, только электроны внешнего энергетического слоя. Поэтому можно сказать, что химия «скользит по поверхностным
слоям электронов». При определении понятия степени окисления условно предполагают, что в соединении связующие (или валентные) электроны переходят к
более электроотрицательным атомам, а потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов. Таким образом, степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов.
Степень окисления может иметь отрицательное, положительное или нулевое
значение, которое обычно выражают арабскими цифрами со знаком + или − и ста+3
-2
0
вят над символом элемента. Например, As 2 O 3 , N 2 .
Отрицательные степени окисления имеют атомы, которые приняли электроны
от других атомов, т.е. в их сторону смещено связующее электронное облако. Например, атом кислорода во всех природных соединениях (кроме O2) имеет степень
окисления −2.
Положительное значение степени окисления имеют атомы, отдающие свои
электроны другим атомам, т.е. связующее электронное облако оттянуто от них. К
таковым относятся металлы в соединениях. Степень окисления щелочных металлов равна +1, а щелочноземельных − +2. Водород во всех природных соединениях (кроме H2) имеет степень окисления +1.
Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, например, H2, O2, N2, так как в этом случае электронное облако в равной
мере принадлежит обоим атомам.
Многие элементы могут иметь различные степени окисления в разных соединениях. Например, для элемента VII группы марганца Mn в соединениях MnO
9
(манганозит), Mn2O3 (курнакит), MnO2 (пиролюзит) и в ионе перманганата MnO4−
степень окисления марганца соответственно равна +2, +3, +4 и +7. У атомов элементов VI группы, например у серы, в соединениях наиболее характерные степени окисления −2, +4 и +6. Высшая степень окисления элемента равна +6.
Вообще, высшая положительная степень окисления проявляется, когда в образовании связи принимают участие все валентные (т.е. внешние) электроны атома.
Численно она равна номеру группы периодической системы. Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях, принято
называть низшей степенью окисления. Эта величина соответствует количеству
дополнительных электронов, необходимых для завершения его внешнего электронного слоя. Остальные степени окисления элемента называют средними или
промежуточными.
Особенно широко применяется понятие степени окисления при изучении
окислительно-восстановительных реакций (гл. 7).
Решение типовых задач.
Задача. Атом имеет электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Укажите порядковый номер элемента, высшую и низшую степени его окисления в соединениях.
Решение. Общее число электронов 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16 соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Используя периодическую
систему, определяем, что этим элементом является сера S. Высшая положительная степень окисления S проявляется, когда атом отдаёт все электроны с
n = 3: 2 + 4 = +6. Низшая степень окисления имеет место в соединении, в котором уровень с n = 3 завершён. Для этого на 3p-орбиталь необходимо добавить
ещё 2 электрона. Таким образом, низшая степень окисления S равна −2.
4.
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Усложнение структуры вещества при классификации неорганических соединений происходит в следующей последовательности: элементы → оксиды (основные, кислотные, амфотерные) → гидроксиды (основания и кислоты) → соли
(средние, кислые, основные).
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов,
один из которых кислород. По химической природе оксиды делятся на три группы:
• основные оксиды,
• кислотные оксиды,
• амфотерные оксиды.
Основными называются оксиды, которые при взаимодействии с кислотами
образуют соль и воду. К основным оксидам относятся оксид калия K2О, оксид
кальция CaO, оксид марганца(II) MnO, оксид меди (I) Сu2O и др. Запишем реак-
10
цию взаимодействия оксида марганца Mn с соляной кислотой HCl с образованием
средней соли хлорида марганца и воды:
MnO + 2⋅HCl ⇒ MnCl2 + H2O
Можно также определить основные оксиды как такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, оксиду марганца MnO соответствует гидроксид
Mn(OH)2. Основными оксидами являются оксиды s-, f- и d-элементов в низшей
степени окисления и оксиды некоторых p-элементов.
Основные оксиды по отношению к воде Н2О можно разделить на растворимые
в воде и нерастворимые. К растворимым оксидам относятся оксиды s1-элементов.
Остальные основные оксиды нерастворимы в воде. Запишем уравнение реакции
растворения оксида рубидия в воде при образовании гидроксида рубидия:
Rb2O + H2O ⇒ 2⋅RbOH
Основные оксиды вступают во взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей. Запишем реакцию взаимодействия основного оксида железа
(II) с кислотным оксидом кремния SiO2 с образованием соли - ортосиликата железа Fe2SiO4 (минерал фаялита):
2⋅FeO + SiO2 ⇒ Fe2SiO4
Кислотными оксидами называются такие оксиды, которые при взаимодействии с основаниями образуют соль и воду. К кислотным оксидам относятся оксиды p-элементов и оксиды d-элементов в высших степенях окисления. Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Так оксиду серы (VI) SO3 соответствует
серная кислота H2SO4, высшему оксиду марганца (VII) Mn2О7 - марганцевая кислота HMnO4. Запишем уравнение реакции взаимодействия оксида серы с гидроксидом кальция Ca(OH)2 с образованием соли сульфата кальция и воды.
SO3 + Ca(OH)2 ⇒ CaSO4 + H2O
По отношению к воде кислотные оксиды могут быть хорошо и плохо растворимыми. К хорошо растворимым оксидам относятся оксид углерода (IV) СО2, оксиды серы и др. К плохо растворимым кислотным оксидам принадлежат оксид
кремния SiO2, оксид молибдена МоО3 и т.п.
Запишем реакции взаимодействия углекислого газа CO2 с водой с образованием угольной кислоты Н2СО3 и основным оксидом магния при образовании соли карбоната магния:
CO2 + H2O ⇒ Н2СО3
CO2 + MgO ⇒ МgСО3
Амфотерными, т.е. двойственными оксидами, называются такие, которые в
зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. К ним
относятся оксид бериллия ВеО (бромеллит), оксид алюминия Аl2О3 (корунд), оксид титана ТiО2 (рутил) и оксиды других элементов, лежащие на диагональной
линии периодической системы. Двойственные свойства могут проявлять d- и fэлементы в промежуточных степенях окисления. Запишем реакции взаимодействия амфотерного оксида цинка с растворами азотной кислоты НNО3 и калийной
11
щелочи KОН с образованием соответствующих солей - нитрата цинка Zn(NO3)2 и
цинката калия K2ZnO2.
ZnO + 2⋅НNО3 ⇒ Zn(NО3)2 + Н2О
ZnO + 2⋅KOH ⇒ K2ZnO2 + H2O
Основаниями называют сложные соединения, содержащие в своем составе
гидроксильные группы ОН−. Например, гидроксид лития LiOH и гидроксид меди
Сu(OH)2 являются основаниями. Кислотность основания определяется числом его
гидроксильных групп. Например, KOH – однокислотное основание, Ca(ОН)2, двухкислотное, Sc(ОН)3 – трёхкислотное и т.д.
Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов. Все остальные - плохо растворимые. К ним принадлежат основания s2-, d- и f-элементов.
Все основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Запишем
уравнение реакции взаимодействия основания меди (II) с уксусной кислотой c образованием ацетата:
Cu(ОН)2 + 2⋅СН3СООН ⇒ Cu(СН3СОО)2 + 2⋅Н2О
Также все основания реагируют с кислотными оксидами. Запишем уравнение
реакции, протекающей в природных условиях - реакцию перехода гидроксида
магния (минерал брусит) в карбонат магния (минерал магнезит):
Mg(OH)2 + CO2 ⇒ MgCO3 + H2O
Только некоторые основания вступают во взаимодействие с растворами щелочей. Они называются амфотерными. Например, уравнение реакции взаимодействия амфотерного гидроксида алюминия в растворе едкого натрия с образованием
комплексной соли тетрагидроксоалюмината натрия запишется:
Al(OH)3 + NaOH ⇒ Na[Al(OH)4]
Кислотами называются сложные соединения, имеющие в своем составе из
катионов ионы водорода Н+. Основность кислоты определяется числом катионов
водорода. Так, HCl – одноосновная кислота, H2S − двухосновная, H3PO4 – трёхосновная.
Кислоты вступают во взаимодействие с основными оксидами. Например,
уравнения реакций взаимодействия оксида ванадия (II) с соляной кислотой и оксида ванадия (III) с серной кислотой запишутся в виде
2⋅HCl + VО ⇒ VCl2 + Н2О
3⋅Н2SО4 + V2О3 ⇒ V2(SО4)3 + 3⋅Н2О
Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды. Запишем
уравнение реакции взаимодействия фосфорной кислоты с гидроксидом калия
Н3РО4 + 3⋅КОН ⇒ К3РО4 + 3⋅Н2О
Активные металлы вытесняют из водных растворов кислот газообразный водород, образуя соответствующую соль:
Fе + Н2SО4 ⇒ FeSO4 + H2
Солями называются сложные соединения, состоящие из катиона металла и
аниона кислотного остатка. По составу соли могут быть средними, кислыми и
12
основными. Например, средняя соль - фосфат натрия имеет состав Nа3РО4. Кислые соли натрия и фосфорной кислоты могут быть записаны в виде NаН2РО4 (дигидрофосфат натрия) и Nа2НРО4 (гидрофосфат натрия).
Соли могут быть получены:
взаимодействием основных и кислотных оксидов:
2⋅МgО + SiО2 ⇒ Мg2SiО4,
реакцией взаимодействия основных оксидов с кислотами
СdО + Н2СО3 ⇒ СdCО3 + Н2О,
реакцией кислотного оксида с основаниями
CO2 + Ca(ОН)2 ⇒ CaCO3 + H2О,
взаимодействием кислот и оснований (реакция нейтрализации)
KOH + HNO3 ⇒ KNO3 + H2O
По растворимости в воде соли могут быть хорошо растворимыми и плохо растворимыми. Существуют экспериментально установленные таблицы растворимости. К хорошо растворимым относятся большинство хлоридов, нитратов и ацетатов (солей уксусной кислоты). Растворимые соли вступают в обменные взаимодействия при образовании малорастворимого соединения. Например,
АgNО3 + НСl = AgCl↓ + HNO3
Соли реагируют с растворимыми щелочами, образуя малорастворимые основания
2⋅Аl2(SO4)3 + 6⋅CsOH ⇒ 2 Al(OH)3↓ + 3⋅Cs2SO4
Между простыми веществами, оксидами, кислотами, основаниями и солями
существует генетическая связь, а именно – возможность их взаимного перехода.
Генетическую связь между основными классами неорганических соединений
можно свести к следующей схеме:
В реакции могут вступать представители противоположных классов соединений: неметаллы с металлами, кислотные оксиды с основными, основания с кислотами и т.п. Кроме того, необходимо помнить, что для протекания реакции необхо+ O2
Металл
→
+ O2
Неметалл →
+ H2O
Основной оксид
→
+ H2O
Кислотный оксид
→
Основание
↓
Соль
↑
Кислота
димо, чтобы возможные продукты «уходили» из сферы реакции, т.е. чтобы
• образовывалось малорастворимое соединение,
• выделялся газ или
• образовывалось малодиссоциированное соединение (например, вода).
13
Решение типовых задач.
Задача. С какими из приведённых ниже веществ реагирует концентрированная
азотная кислота?
4) Al
5) NaCl р-р
1) Zn
2) NaOH
3) H2SO4
7) CaCO3
8) AgNO3
9) Zn(OH)2
6) K2SO4
Решение. Очевидно, кислота будет реагировать с основаниями NaOH и Zn(OH)2 с
образованием слабодиссоциирующей H2O:
HNO3 + NaOH ⇒ NaNO3 + H2O
2⋅HNO3 + Zn(OH)2 ⇒ Zn(NO3)2 + 2⋅H2O
Взаимодействие с CaCO3 будет протекать интенсивно, в результате образуется
слабая угольная кислота и выделяется газ.
HNO3 + CaCO3 ⇒ Ca(NO3)2 + H2CO3 ⇒ Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑
По этой же причине реакции с H2SO4 , NaCl р-р и AgNO3 протекать не будут:
возможное обменное взаимодействие не приводит к образованию слаборастворимых соединений.
Азотная кислота является окислителем. При взаимодействии с Zn происходит
его окисление, а азот восстанавливается
Zn + 4⋅HNO3(конц.) ⇒ Zn(NO3)2 + 2⋅NO2↑ + 2⋅H2O
Аналогичная реакция с Al не протекает, поскольку на поверхности металла
образуется прочная оксидная плёнка (пассивация поверхности).
5.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Соединения с преимущественно ионными связями (например, NaCl), в твёрдом состоянии представляют собой кристаллы. При этом в узлах кристаллической
решётки находятся связанные между собой электростатическими силами ионы.
При попадании такого соединения в воду происходит разрушение его кристаллической решётки и переход составляющих её частей в раствор – растворение кристалла. Это разрушение происходит под воздействием молекул растворителя (воды): полярные молекулы воды настолько понижают силы электростатического
притяжения между ионами в решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор. Вещества, распадающиеся на ионы в растворах, называются
электролитами. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются,
называются неэлектролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и
почти все соли. К неэлектролитам – вещества, в молекулах которых имеются ковалентные неполярные или малополярные связи.
Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Так, хлорид натрия NaCl при растворении полностью распадается на ионы натрия Na+ и хлорид-ионы Cl−.
С помощью теории электролитической диссоциации можно дать другие определения кислот, оснований и солей.
14
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве
катионов (положительно заряженных ионов) образуются только катионы водорода H+. Например,
HCl ⇒ H+ + Cl−
Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:
H3PO4 ⇔ H+ + H2PO4− (первая ступень)
H2PO4− ⇔ H+ + HPO42− (вторая ступень)
HPO42− ⇔ H+ + PO43− (третья ступень)
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой
ступени, в меньшей степени по второй ступени и лишь в незначительной – по
третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами H3PO4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах)
H2PO4− , HPO42− и PO43−.
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов (отрицательно заряженных ионов) образуются только гидроксидионы OH−. Например,
NH4OH ⇒ NH4+ + OH−.
Двух- и многокислотные основания также диссоциируют ступенчато
Ca(OH)2 ⇒ CaOH+ + OH– (первая ступень)
(вторая ступень)
CaOH+ ⇒ Ca2+ + OH–
Имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода и гидроксид-ионы. Такие электролиты называются амфотерными
или амфолитами. Например, вода диссоциирует на ионы H+ и OH− (в незначительных количествах)
H2O ⇔ H+ + OH−
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(OH)2 можно выразить уравнениями
⇔ ZnOH+ + OH−
Zn(OH)2
Zn(OH)2 + H2O ⇔ Zn(OH)3− + H+
в зависимости от условий проведения процесса.
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются
катионы металлов (а также катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков. Например,
(NH4)2SO4 ⇒ 2⋅NH4+ + SO42− Na3PO4 ⇒ 3⋅Na+ + PO43−
Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют
ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода:
KHSO4 ⇒K+ + HSO4−,
HSO4− ⇔ H+ + SO42−
У основных солей отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Например,
15
Mg(OH)Cl ⇒ Mg(OH)+ + Cl−
и далее
MgOH+ ⇔ Mg2+ + OH−
Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся
• почти все соли,
• многие минеральные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4, …)
• основания щелочных и щелочноземельных металлов.
Слабые электролиты при растворении лишь частично диссоциируют на ионы. К ним относятся
• почти все органические кислоты,
• некоторые минеральные кислоты (H2CO3, H2S, HNO2, H4SiO4, …),
• многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных
металлов), а также гидроксид аммония NH4OH.
Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы
+
H и OH−, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами
H2O ⇔ H+ + OH−
Опытом установлено, что при стандартной температуре (25°С) в одном кг
воды диссоциации подвергается лишь 10-7 моль воды, и при этом образуется 10-7
моль ионов H+ и 10-7 моль OH−. Произведение концентраций ионов водорода и
гидроксид-ионов величина (при определённой температуре) постоянная. Она называется ионным произведением воды
−
25 o C
Kw = [H ]⋅[OH ] = 10-14 Постоянство произведения [H+]⋅[OH−] означает, что в любом водном растворе содержатся ионы H+ и OH−. Для чистой воды [H+] = [OH−] =
10-7 моль/кг. Если в чистую воду добавить кислоты, то [H+] станет больше 10–7, а
[OH−] уменьшится в то же число раз: превалирующей частицей станет H+. Такой
раствор называют кислым. И наоборот, если к воде добавить щёлочи, то [OH−]
возрастёт, [H+] уменьшится, и OH− станет превалирующей частицей. Такой раствор в химии называют щелочным. Степень кислотности и щёлочности раствора
зависит от степени преобладания одной частицы над другой.
При записи уравнений химических реакций в растворах обычно пользуются
ионным видом уравнений. Например, пусть нас интересует реакция взаимодействия сульфата алюминия Al2(SO4)3 с едким натром NaOH. Такая реакция будет
протекать необратимо, поскольку в результате образуется плохорастворимый
гидроксид алюминия – гиббсит:
Al2(SO4)3 + 6⋅NaOH ⇒ 2⋅Al(OH)3↓ + 3⋅Na2SO4
Заметим однако, что Al2(SO4)3, NaOH и Na2SO4 – сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы. Запишем полное уравнение ионного вида для этой
реакции
2⋅Al3+ + 3⋅SO42– + 6⋅Na+ + 6⋅OH– ⇒ 2⋅Al(OH)3 + 6⋅Na+ + 3⋅SO42–
+
16
После «сокращения» получим сокращённое ионное уравнение реакции
Al3+ + 3⋅OH– ⇒ Al(OH)3
Сокращенный ионный вид реакции указывает на суть происходящего процесса, в результате которого происходит образование минерала гиббсита.
Решение типовых задач.
Задача. Смешали растворы следующих соединений:
• 1) KCl + NaNO3
• 2)
NaOH + HNO3
• 3)
CaCl2 + NaOH + Na2CO3
• 4)
HCl + NaHCO3
• 5)
HCl + Na2SO4
Укажите номера реакций, которые не протекают.
Решение. На первом этапе решения задачи учтём результаты диссоциации указанных соединений и запишем составы исходных растворов:
• 1)
K+ + Cl– + Na+ + NO3–
• 2)
Na+ + OH– + H+ NO3–
• 3)
Ca2+ + 2⋅Cl– + Na+ + OH– + 2⋅Na+ + CO32–
• 4)
H+ + Cl– + Na+ + HCO3–
• 5)
H+ +Cl– + 2⋅Na+ + SO42–
В каждом случае рассмотрим теперь возможность образования малорастворимых соединений (используя таблицы растворимости), выделения газа
или образования слабого электролита.
В первом случае обменное взаимодействие между ионами не приводит к
образованию новых веществ, поскольку KNO3 и NaCl – сильные электролиты.
Аналогично поведение ионов в растворе 5): здесь также NaCl и H2SO4 - сильные электролиты. Итак, реакции 1) и 5) не протекают.
Для раствора 2) возможно образование слабодиссоциирующего соединения – воды. Запишем сокращённый ионный вид этой реакции
H+ + OH– ⇒ H2O
Такого рода реакции называются реакциями нейтрализации.
Аналогично взаимодействие в растворе 4) приводит к образованию слабой
угольной кислоты или выделению углекислого газа:
H+ + HCO3– ⇒ H2CO3 ⇒ H2O + CO2↑
Для третьего раствора возможно образование сразу двух малорастворимых
соединений: Ca(OH)2 (портландит) и CaCO3 (кальцит):
Ca2+ + 2⋅OH– ⇒ Ca(OH)2↓
Ca2+ + CO32– ⇒ CaCO3↓
Протекание первой или второй реакции зависит от условий проведения
опыта.
17
6.
ГИДРОЛИЗ
Гидролизом называется обменное взаимодействие ионов с молекулами воды, в
результате которого образуются малодиссоциированные продукты реакции или
малорастворимые соединения.
Гидролизу вещества предшествует его диссоциация. Процесс гидролиза можно представить как результат взаимодействия иона с его гидратной оболочкой
(окружающими ион и слабосвязанными с ним молекулами H2O): чем сильнее поляризующее действие иона, тем сильнее взаимодействие. При гидролизе по катиону происходит отщепление OH− от молекулы H2O с образованием гидроксокомплекса слабого основания. Катионы такого рода – это катионы слабого основания. Например, при гидролизе катиона Al3+ происходит образование AlOH2+
Al3+ + H2O ⇒ AlOH2+ + H+
В результате протекания реакции в растворе накапливаются ионы H+, и среда подкисляется.
Гидролиз катионов многокислотных оснований протекает ступенчато. Записанная выше реакция представляет собой первую ступень гидролиза Al3+. На второй ступени в реакцию обменного взаимодействия вступает катион AlOH2+ :
AlOH2+ + H2O ⇒ Al(OH)2+ + H+
В результате гидролиза по третьей ступени образуется электронейтральная
молекула
Al(OH)2+ + H2O ⇒ Al(OH)3 + H+
В обычных условиях гидролиз практически ограничивается первой ступенью.
Поэтому в водном растворе концентрации ионов AlOH2+, Al(OH)2+ и Al(OH)3 последовательно уменьшаются.
При гидролизе по аниону происходит отрыв протона от молекулы H2O. Такие анионы – это анионы слабой кислоты. Гидролиз анионов многоосновных слабых кислот также протекает ступенчато:
WO42– + H2O ⇒ HWO4– + OH– (первая ступень)
HWO4– + H2O ⇒ H2WO4 + OH– (вторая ступень)
Из уравнений реакций видно, что при гидролизе по аниону в растворе накапливаются ионы гидроксила OH−, и поэтому среда становится щелочной.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не
подвергаются.
Решение типовых задач.
Задача. Какие вещества образуются в результате гидролиза K2CO3:
2) H+
3) HCO3– 4) H2CO3 5) O2
1) H2O
7) OH–
8) H2O2
9) H2
6) O3
Решение. Сначала запишем уравнение диссоциации карбоната калия
K2CO3 ⇒ 2⋅K+ + CO32–
Поскольку K+ - катион сильного основания, он подвергаться гидролизу не
будет. Наоборот, карбонатный ион CO32– - анион слабой угольной кислоты –
будет подвержен гидролизу. Запишем обе ступени гидролиза этого аниона:
18
CO32– + H2O ⇒ HCO3– + OH–
HCO3– + H2O ⇒ H2CO3 + OH–
Из продуктов реакций выберем те, которые есть в предложенном списке:
3)HCO3–, 4)H2CO3 и 7)OH–.
7.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
Химические реакции, в которых происходит изменение степени окисления
элементов, называются окислительно-восстановительными (ОВ). Напомним, что
степень окисления - это условный заряд элемента в соединении, который можно
рассчитать, предполагая, что все связи в соединении имеют ионный тип. Таким
образом, сумма степеней окисления всех элементов в соединении равны общему
заряду этого соединения. Из этого утверждения следует, что
• 3) простые вещества имеют нулевую степень окисления,
• 4) простые ионы имеют степень окисления, равную их заряду,
• 5) в веществах и электронейтральных молекулах сумма всех степеней окисления равна нулю.
Для расчёта степени окисления следует помнить, что
• степень окисления кислорода во всех природных соединениях (кроме O2)
равна −2
• степень окисления водорода в соединении с неметаллами +1, а с металлами
(в природе не встречается) −1.
Определим степень окисления элементов в следующих соединениях: перманганате натрия NaМnО4 и бихромат-ионе Сr2О72–.
Степень окисления Na как простого иона равна +1, степень окисления кислорода –2, степень окисления марганца неизвестна - обозначим её за x. Составим
уравнение и рассчитаем x: +1 + (-2)⋅4 + x = 0 ⇒ x = 8 – 1 = 7. Степень окисления
марганца в перманганате натрия NaМnО4 равна +7.
Для бихромат-иона за x обозначим степень окисления хрома. Тогда уравнение
будет иметь вид: 2⋅x + 7⋅(-2) = -2 ⇒ x = (14 – 2)/2 = 6. Степень окисления хрома
равна +6.
Процесс окисления - это процесс увеличения степени окисления элемента. Обратный процесс уменьшения степени окисления называется восстановлением.
Окислительно-восстановительный процесс всегда сопровождается сопряжёнными
изменениями степеней окисления – если один элемент окисляется, то другой элемент этой же реакции – восстанавливается. При этом общее изменение степеней
окисления должно быть равно нулю. Это следует из закона сохранения заряда.
Окисление можно условно представить как процесс отдачи электронов при
переходе от восстановленной формы элемента в окисленную. И наоборот – восстановление представить как присоединение электронов. На этом основан ионноэлектронный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Его использование рассмотрим на примере ОВ реакции бихромат-иона
19
Cr2O72- с сероводородом H2S в кислой среде с образованием ионов Cr3+ и аморфной серы S
Cr2O72– + H2S ⇒ Cr3+ + S
1. Убедимся, что эта реакция – ОВ,
т.е. происходит изменение степеней окисления элементов.
2. Разобьём ОВ реакцию на две полуреакции, в каждой из которых
только один элемент изменяет
степень окисления.
3. Сначала поставим коэффициенты так, чтобы выровнять баланс
массы по элементу, изменяющему степень окисления.
4. Затем добавим необходимое количество H2O, чтобы выполнить
баланс по кислороду O.
5. Добавим необходимое количество ионов водорода H+, чтобы выполнить баланс по водороду.
6. Добавим необходимое количество электронов e так, чтобы удовлетворить условию электронейтральности
7. Полученные уравнения полуреакций домножаем так, чтобы оба
содержали одинаковое число
электронов.
+6
−2
+3
0
Cr 2 O 27 − + H 2 S ⇒ ( Cr ) 3 + + S
Cr – восстанавливается, а S – окисляется.
Cr2O72– ⇒ Cr3+ – восстановление
– окисление
H2S ⇒ S
Cr2O72- ⇒ 2Cr3+
H2S ⇒ S
Cr2O72- ⇒ 2Cr3+ +7H2O
H2S ⇒ S
Cr2O72- + 14H+ ⇒ 2Cr3+ +7H2O
H2S ⇒ S +2H+
Cr2O72- + 14H+ + 6e ⇒ 2Cr3+ +7H2O
H2S –2e ⇒ S +2H+
×1| Cr2O72- + 14H+ + 6e ⇒ 2Cr3+ +7H2O
×3| H2S – 2e ⇒ S +2H+
3H2S – 6e ⇒ 3S +6H+
8. Складывая полуреакции и проCr2O72- + 14H+ + 6e + 3H2S – 6e ⇒ 2Cr3+ +
водя необходимые сокращения,
7H2O + 3S +6H+
получаем окончательный ионный
вид уравнения ОВ реакции.
+
3+
2Cr2O7 + 8H + 3H2S ⇔ 2Cr
+ 7H2O + 3S
Решение типовых задач.
Задача. Методом ионно-электронного баланса определите коэффициенты ОВ реакции:
Cu + HNO3 ⇒ Cu(NO)3 + NO2↑ + H2O
Решение. Поскольку реакция протекает в водной среде, запишем схему реакции с
учётом диссоциации сильных электролитов:
Cu + H+ + NO3– ⇒ Cu2+ + 2NO3– + NO2 + H2O
Теперь определим, какие элементы изменяют степени окисления
20
0
+2
Cu ⇒ ( Cu ) 2 +
+5
окисление
+4
N O 3− ⇒ N O 2
восстановление
Используя ионно-электронный метод, запишем каждую из полуреакций
Cu – 2e ⇒ Cu2+
NO3– + 2H+ + e ⇒ NO2 + H2O
Домножив вторую полуреакцию на 2 и сложив полуреакции, получим ионный вид уравнения ОВ реакции
Cu + 2NO3– + 4H+ ⇔ Cu2+ + 2NO2 + 2H2O
Для получения уравнения в молекулярной форме добавим к обеим частям
уравнения 2NO3– и проведём мысленно ассоциацию электролитов (процесс,
обратный диссоциации)
Cu + 4HNO3 ⇔ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
8.
РАСЧЕТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
Напомним, что при написании уравнения химической реакции выполняются
следующие основные законы:
• закон сохранения массы веществ, принимающих участие в реакции.
• закон сохранения электрического заряда, если в реакции участвуют ионы.
Стехиометрические коэффициенты уравнения реакции имеют смысл количества вещества (в моль), вступающего в реакцию или получающегося в виде продукта.
В качестве примера рассчитаем количество водорода, образовавшееся при
взаимодействии m = 4 г металлического кальция с соляной кислотой при нормальных условиях.
Запишем уравнение химической реакции
Ca + 2⋅HCl ⇒ CaCl2 + H2↑
Это уравнение показывает, что при взаимодействии 1 моль атомов кальция с 2
моль молекул соляной кислоты образуется 1 моль хлорида кальция и один моль
газообразного водорода.
Определим теперь, какое количество молей атомов кальция nCa было взято для
реакции. Табличное значение атомной массы кальция M(Ca) = 40г/моль, и следовательно, nCa = m/M(Ca) = 4/40 = 0.1 моль.
Запись уравнения реакции показывает, что 0.1 моль кальция образует такое же
количество молей водорода, таким образом, в результате реакции образуется 0.1
моль H2.
1 моль водорода при нормальных условиях занимает объём 22.4 литра, так что
0.1 моль – 2.24 л.
21
Решение типовых задач.
Задача. При взаимодействии трёхвалентного металла массой 1.8 г с соляной кислотой выделилось 2.24 л газа при нормальных условиях. Укажите порядковый номер металла.
Решение. Взаимодействие металлов с кислотами – окислительно-восстановительный процесс. Окислителем является ион водорода, который принимает
электрон от металла. В результате выделяется газообразный водород, а растворе находится хлорид металла. Обозначим неизвестный металл символом M
и запишем схему протекающей реакции:
M + HCl ⇒ MCl3 + H2↑
Хлорид имеет формулу MCl3, поскольку известно, что металл трёхвалентный.
Запишем теперь уравнение химической реакции, расставив стехиометрические коэффициенты:
M + 3⋅HCl ⇒ MCl3 + 1.5⋅H2↑
Это уравнение означает, что если в реакцию вступает 1 моль металла, то в результате выделяется 1.5 моль газа. Из условия задачи известно, что получено
было 0.1 моль газа (2.24 л). Следовательно, количество вступившего в реакцию металла
nM = 0.1/1.5 = 1/15 моль.
Поскольку масса участвующего в реакции металла известна, получаем
пропорцию
1
/15 моль
1.8 г
→
xг
→
1 моль,
где через x обозначена неизвестная атомная масса металла. Имеем
x=
1. 8
= 27 г/моль
1
15
Используя периодическую систему элементов, находим, что искомым металлом является алюминий Al и его порядковый номер - 13.
9. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА.
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
1. Свойства простых веществ.
1.1. Взаимодействие с водой.
Испытайте отношение простых веществ (Mg, Al, Zn, С) к воде. Какие из этих
веществ реагируют с водой, а какие не реагируют? Почему? Запишите уравнения
(в молекулярном и ионном виде) происходящих реакций.
1.2. Взаимодействие с кислотами.
Какие из предложенных выше элементов будут реагировать с соляной, серной
и азотной кислотами? Запишите уравнения химических реакций. Какие свойства
проявляют элементы в этих реакциях? Как называются эти реакции?
22
На какие группы и по каким признакам можно классифицировать элементы
периодической системы? Дайте эти классификацию.
2. Свойства оксидов.
2.1. Реакции взаимодействия оксидов с водой.
Какие из перечисленных ниже оксидов: CuO (минерал тенорит), СаО (оксид
кальция), Cr2O3 (оксид хрома VI), СО2 (углекислый газ)2 растворяются в воде? Запишите уравнения химических реакций растворения. Какие значения кислотности
по универсальному индикатору будут иметь водные растворы этих оксидов?
2.2. Реакции растворения оксидов в кислотах и щелочах.
Углекислый газ из аппарата Киппа пропустите в раствор гашеной извести
Са(ОН)2 до получения осадка. Запишите уравнения химической реакции и назовите полученное соединение.
Продолжите насыщение полученного осадка углекислым газом до полного
растворения осадка. Почему происходит растворение осадка? Как называется эта
соль? Запишите уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде.
Какие оксиды называются основными, амфотерными и кислотными? Какие из
этих оксидов растворяются в кислотах, а какие в щелочах?
3. Свойства кислот и оснований.
3.1. Диссоциация кислот и оснований.
Дайте определение процессу диссоциации. В чём причина электролитической
диссоциации в водных растворах?
Какие из предложенных ниже электролитов относятся к сильным, и какие – к
слабым: Н2О, Н2SО4, NаОН, NН4ОН, СН3СООН, Са(ОН)2? Назовите эти электролиты и запишите уравнения их электролитической диссоциации. Определите с
помощью универсального индикатора кислотность этих растворов.
3.2. Получение кислот и оснований.
Из имеющихся в наборе реактивов получите золь или гель метакремниевой
кислоты Н2SiО3, гидроксид алюминия Аl(ОН)3 или гидроксид цинка Zn(ОН)2. Запишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
3.3. Амфотерность гидроксидов.
Докажите экспериментально, что полученные вами гидроксиды алюминия и
цинка обладают амфотерными свойствами. Запишите уравнения реакций растворения гидроксидов в молекулярном и ионном виде. В чем состоит причина амфотерности?
Какие кислоты и основания существуют в природных условиях в виде минеральных видов? Назовите их.
4. Свойства солей.
4.1. Получение солей.
Из имеющихся в наборе реактивов получите карбонаты, силикаты и сульфиды
меди и бария. Запишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, отметив цвет полученных осадков.
2
Из аппарата Киппа
23
Через раствор метасиликата натрия пропустите углекислый газ из аппарата
Киппа. Запишите уравнения протекающих реакций.
4.2. Гидролиз солей.
С помощью универсального индикатора установите кислотность среды в растворах следующих солей: NaHCO3, AlCl3, FeCl3, Na2S. Запишите схемы диссоциации и ионный вид реакций гидролиза.
24
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. Введение. Предмет химии. Основные понятия.
3
2. Атомно-молекулярное учение.
Решение типовых задач.
3
5
3.
Строение атома. Периодический закон.
Решение типовых задач.
5
9
4.
Классы неорганических соединений.
Решение типовых задач.
9
13
5.
Электролитическая диссоциация
Решение типовых задач.
13
16
6.
Гидролиз
Решение типовых задач.
17
17
7.
Окислительно-восстановительные реакции.
Решение типовых задач.
18
19
8.
Расчеты по уравнениям химических реакций.
Решение типовых задач.
20
21
9.
Лабораторная работа. Классы неорганических соединений.
1. Свойства простых веществ.
2. Свойства оксидов.
3. Свойства кислот и оснований.
4. Свойства солей.
21
21
22
22
22