Химия. Системный курс для поступающих в ВУЗ (стр. 3 )

 

Основные Амфотерные Кислотные

Растворимые в воде Нерастворимые

(щелочи)- образуют в воде

только щелочные и

щелочно-земельные металлы

Получение гидроксидов

1. Некоторые щелочи получают электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H2O H2 + 2NaOH + Cl2

2. Нерастворимые в воде основания получают действием щелочи на соответствующую соль:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Тип гидроксида	Кислотный	Амфотерный	Основный
Неметаллы	+	-	-
Примеры соединений	H2SO4, H2SO3, HNO3, HClO, HCl	-	-
Металлы	+ Образуют в степенях окисления +8, +7, +6, +5	+ Образуют в степенях окисления +4, +3	+ Образуют в степенях окиления +2, +1
Примеры соединений	HMnO4,H2CrO4, H2FeO4	Fe(OH)3, Cr(OH)3, Al(OH)3	NaOH, KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2
Исключения		Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2

Химические свойства гидроксидов

Взаимодействие	Кислотные гидроксиды	Амфотерные гидроксиды	Основные гидроксиды
С кислотами	-	Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O	NaOH + HCl = NaCl + H2O
С кислотными оксидами	-	2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O	NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O
С щелочами	H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O	Al(OH)3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (расплав) Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] (раствор)	-
С основными оксидами	H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O	2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O	-

Соли

Кислые Средние Основные Комплексные Двойные

KHSO4 K2SO4 CuOHCl [Mn(H2O)6]Cl2 KCr(SO4)2

NaH2PO4 Na3PO4 Al(OH)2NO3 Na3[Al(OH)6] KAl(SO4)2

Кислые соли – продукты неполного замещения катионами основания катионов водорода в кислоте:

KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

NaOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O

2NaOH + H3PO4 = K2HPO4 + 2H2O

Средние соли – продукты полного замещения катионами основания катионов водорода в кислоте:

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

3NaOH + H3PO4 = K3PO4 +3H2O

Основные соли – продукты неполного замещения анионами кислоты гидроксогрупп основания:

Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + H2O

Ca(OH)2 + HCl = CaOHCl + H2O

Номенклатура

1.  Оксидов:

SO3 – оксид серы(VI) Mn2O7 – оксид марганца(VII)

NO2 – оксид азота(IV) Cl2O – оксид хлора(I)

2.  Кислот:

H2SO4 – серная кислота H2SO3 – сернистая кислота

HNO3 – азотная HNO2 - азотистая

H3PO4 – ортофосфорная HPO3 – метафосфорная H4P2O7 – дифосфорная

H2CO3 – угольная H2SiO3 – кремниевая

HClO – хлорноватистая HClO2 – хлористая

HClO3 – хлорноватая HClO4 - хлорная

3.  Солей:

Название анионов:

SO42- - сульфат SO32- - сульфит S2- - сульфид

PO43- - фосфат PO33- - фосфит P3- - фосфид

NO3- - нитрат NO2- - нитрит N3- - нитрид

ClO4- - перхлорат ClO3- - хлорат ClO2- - хлорит

ClO - - гипохлорит Cl- - хлорид CO32- – карбонат

SiO32- - силикат FeO42- – феррат FeO2- – феррит

MnO4- - перманганат MnO42- –манганат

CrO42- - хромат Cr2O72- - дихромат

Примеры названий солей:

K2SO4 – сульфат калия KClO3 – хлорат калия

Na3PO4 – ортофосфат натрия Na2SiO3 – силикат натрия

KHSO4 – гидросульфат калия NH4Cl – хлорид аммония

NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия CuOHCl – хлорид гидроксомеди(II)

Al(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия

Тривиальные названия некоторых соединений:

CO – угарный газ CO2 – углекислый газ

N2O – веселящий газ NO2 – бурый газ, «лисий хвост»

HF – плавиковая кислота HCN – синильная кислота

Na2CO3 – кальцинированная сода NaHCO3 – питьевая сода

Na2CO3×10H2O – кристаллическая сода CaSO4×2H2O – гипс

NaOH – каустическая сода, едкий каустик, едкий натр

CuSO4×5H2O – медный купорос FeSO4×7H2O – железный купорос

H2SO4 – купоросное масло AgNO3 – ляпис

FeS2 – пирит, серный колчедан СaCO3 – известняк, мрамор, мел

СaO – негашеная известь Сa(OH)2 – гашеная известь, известковое молоко

Растворы

Массовая доля растворенного вещества показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 100 г раствора:

w% = ×100%

mр-ра = V×r

mр-ра = mрастворителя + mрастворенного вещества

Молярная концентрация (CM) показывает количество растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора:

CM = [CM] = моль/л

Растворимость показывает массу вещества в насыщенном растворе, приходящуюся на 100 г растворителя при данной температуре. Например, растворимость хлорида натрия при 20 оС равна 36. Это означает, что для получения насыщенного раствора при 20 оС необходимо в 100 г воды растворить 36 г NaCl.

Степень диссоциации показывает отношение числа продиссоциированных молекул (Nдис.) к общему числу молекул (Nобщ.)

a =

В зависимости от значения степени диссоциации, вещества подразделяют на:

Сильные электролиты - a 33 %

Слабые электролиты - a 3 %

Электролиты средней силы - 3 % < a < 33 %

Разделение на сильные и слабые электролиты является условным, так как сила электролита зависит от многих факторов, в частности, от концентрации раствора - чем меньше концентрация раствора, тем больше сила электролита.

Примеры диссоциации веществ:

·  Кислоты

Ступенчатая диссоциация: H2SO4 = H+ + HSO4-

HSO4- H+ + SO42-

Полная диссоциация: H2SO4 2H+ + SO42-

Ступенчатая диссоциация: H3PO4 H+ + H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO42-

HPO42- H+ + PO4-3

Полная диссоциация: H3PO4 3H+ + PO43-

·  Основания

Ступенчатая диссоциация: Ca(OH)2 = CaOH++ OH-

CaOH+ Ca2++ OH-

Полная диссоциация: Ca(OH)2 Ca2++ 2OH-

·  Соли

Средние: Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-

K3PO4 = 3K+ + PO43-

Основные: CuOHNO3 = CuOH+ + NO3-

(FeOH)2 SO4 = 2FeOH+ + SO42-

Кислые: NaHSO4 = Na+ + HSO4-

NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-

Гидролиз солей

Гидролиз - это обменная реакция вещества с водой.

Различают несколько вариантов гидролиза.

1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, практически не подвергается гидролизу. Растворы таких солей (NaCl, KNO3 и др.) имеют нейтральную среду (рH = 7).

2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону, т. к. анион образует с ионами водорода слабую кислоту:

КСN + H2O HCN + KOH CN- + HOH HCN + OH-

Cреда в этом случае щелочная (рН > 7).

Соли, образованные многоосновными кислотами, гидролизуются ступенчато:

1-я ступень: К2СО3 + НОН КНСО3 + КОН

СО + НОН НСО3- + ОН-

2-я ступень: КНСО3 + Н2О Н2СО3 + КОН

НСО3- + НОН Н2СО3 + ОН-

причем, гидролиз идет в основном по первой ступени.

3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, т. к. катион образует с ионами ОН - слабое основание:

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

или в ионном виде:

NH4+ + HOH NH4OH + H+

Cреда в этом случае кислая (рН < 7).

Соли многокислотных оснований гидролизуются ступенчато:

1-я ступень: ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HCl

Zn2+ + HOH Zn(OH)+ + H+

2-я ступень: Zn(OH)Cl + H2O Zn(OH)2 + HCl

Zn(OH)+ + HOH Zn(OH)2 + H+,

причем, гидролиз идет в основном по первой ступени.

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:

NH4CN + H2O NH4OH + HCN

При этом рН среды зависит от силы образующихся слабых кислот и оснований (обычно рН составляет 6 – 8). Такие соли гидролизуются в большей степени. Иногда гидролиз таких солей происходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок, или они образуются одновременно, например:

Al2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2S­

5)  Совместный гидролиз. Совместный гидролиз заключается в приливании к соли, содержащей катион слабого основания, соль, содержащую анион слабой кислоты. При этом в качестве промежуточного соединения образуется соль слобого основания и слабой кислоты, которая подвергается необратимому гидролизу:

2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓+ 3CO2­+ 6NaCl

Сильные кислоты	Анионы	Сильные основания	Катионы
H2SO4 HNO3 HCl HBr HI HMnO4 H2CrO4 HClO4	SO4-2 NO3- Cl- Br- I- MnO4- CrO4-2 ClO4-	Все основания s-элементов I, II-групп (щелочи), кроме Be(OH)2	Li+ Na+ K+ … Ca2+ Ba2+ …

По катионам и анионам, приведенным в таблице, гидролиз не протекает.

Для доказательства протекания гидролиза применяют различные индикаторы, которые в зависимости от вида среды меняют свою окраску:

Индикатор	Окраска в различных средах
Среда кислая	Среда щелочная
Метилоранж	Красная	Желтая
Фенолфталеин	-	Малиновая
Лакмус	Красная	Синяя

Строение атома

Атом - это микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов

Ядро атома состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). Протоны – положительно заряженные частицы, нейтроны – нейтральные частицы

Изотопы - атомы, содержащие одинаковое число протонов в ядре, но разное количество нейтронов:

нижний индекс называется зарядовым числом. Оно указывает на число протонов в ядре атома (число протонов в ядре равно числу электронов в атоме), верхний индекс – массовое число, которое равно сумме числа протонов и нейтронов.

число протонов в ядре - 92, нейтронов – – 92)

число протонов в ядре - 92, нейтронов – – 92)

Электронные формулы

1s22s22p63s23p5 - полная электронная формула

Cl [Ne] 3s23p5 - краткая электронная формула

Cl ... 3s23p5 - валентные электроны

Cl ... электроннографическая формула (валентных электронов)

Возможные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7

Семейство элементов	Валентные электроны
s – элементы	ns
р – элементы	ns np
d - элементы	(n-1)d ns
f - элементы	(n-2)f (n-1)d ns

Периодический закон : свойства элементов, а также образованных из них простых веществ, находятся в периодической зависимости от заряда их ядер.

Периодически изменяются:

·  Радиусы атомов – по периоду слева направо уменьшаются, по главным группам сверху вниз увеличиваются.

·  Электроотрицательность - по периоду слева направо увеличивается, по группам сверху вниз уменьшается.

·  Энергия ионизации - по периоду слева направо увеличивается, по группам сверху вниз уменьшается.

·  Металлические свойства - по периоду слева направо уменьшаются, по главным группам сверху вниз увеличиваются.

·  Кислотные свойства оксидов и гидроксидов - по периоду слева направо увеличиваются, по группам сверху вниз уменьшаются.

·  Периодически изменяются степени окисления.

№ группы	I	II	III	IV	V	VI	VII
Возможные степени окисления элементов*	+1	+2	+3	+4 +2 -4	+5 +3 +1 -3	+6 +4 +2 –2	+7 +5 +3 +1 -1

*В таблице приведены возможные степени окисления элементов главных подгрупп.

Внимание: высшая степень окисления элемента совпадает с номером группы! Для нахождения низшей (отрицательной степени окисления) необходимо от номера группы отнять 8.

Исключениями являются:

1.  Фтор (F) – проявляет только степень окисления –1

2.  Кислород (О) – проявляет степени окисления –2, -1

(примеры: H2O, H2O2 - пероксиды)

3.  Водород (Н) - проявляет степени окисления +1, -1

(примеры: H2O, KH - гидриды)

4.  Азот (N) – проявляет все степени окисления от -3 до +5.

Характерными степенями окисления некоторых d-элементов являются:

Zn	Hg	Ag	Cr	Fe	Mn
+2	+1,+2	+1	+2,+3,+6	+2,+3,+6	+2,+4,+6,+7

Химическая связь

Характеристики химической связи:

Длина связи - расстояние между ядрами химически связанных атомов.

Длина связи в однотипных молекулах, образованных элементами одной группы, изменяется закономерно, например, в ряду:

HF – HCl – HBr – HI

увеличивается, так как в направлении от F к I увеличивается радиус атомов.

Энергия связи - энергия, необходимая для разрыва химической связи. Эта характеристика также имеет закономерное изменение: чем больше длина связи, тем меньше её энергия.

В ряду:

HF – HCl – HBr – HI

знергия связи уменьшается.

Чем больше кратность связи, тем больше энергия связи:

Валентный угол - угол между двумя воображаемыми прямыми, проходящими через центры химически связанных атомов.

Типы химической связи:

Ковалентная - связь, осуществляемая посредством образования общих электронных пар. Ковалентная связь образуется в соединениях между двумя неметаллами, либо между металлом и неметаллом, если разница в значениях их электроотрицательностей меньше 1,8.

Ионная - связь между ионами, осуществляемая за счет электростатических сил притяжения. Ионная связь образуется в соединениях между металлом и неметаллом (или анионом), если разница в значениях их электроотрицательностей больше 1,8. Примерами соединений с ионным типом связи являются: NaI, KBr, Na2S, Na2O и т. д.

Металлическая - связь в металлах, либо их сплавах.

Водородная связь - это дополнительная связь между атомами в молекуле или между молекулами, если в состав молекул входит атом водорода и сильно электроотрицательный атом (фтор, кислород, азот). Например: HF, H2O, NH3, многие органические вещества.

Свойства ковалентной связи:

Насыщаемость ковалентной связи - стремление атомов при образовании химической связи полностью реализовать свои валентные возможности.

Полярность – смещение электронной плотности к более электроотрицательному атому. Полярность ковалентной связи характеризуется степенью ионности или дипольным моментом.