Рабочая тетрадь по химии (стр. 2 )

При образовании химической связи электронные облака претерпевают гибридизацию (изменение формы) и располагаются в пространстве таким образом, чтобы быть равноудалёнными друг от друга (рис 1.2).

sp2 − гибридизация sp3 − гибридизация

Рис. 1.2. Схема пространственной конфигурации молекул: линейная (при sp − гибридизации), треугольная (при sp2 − гибридизации), тетраэдрическая (при sp3 − гибридизации)

В соответствии с sp - гибридизацией молекула BeCl2 (аналогично и СО2) линейна, т. к. смещение электронных облаков от бериллия к хлору и от углерода к кислороду направлено под углом 180 0 в противоположную сторону и молекула будет неполярной при наличии полярной связи.

Также неполярны молекулы при sp3- гибридизации ( в нашем случае CCl4), т. к. геометрическое сложение векторов химических связей С − Cl, направленных к вершинам пространственного тетраэдра, приводит к нулевому результату.

Пространственная конфигурация молекул определяется числом атомов в молекуле и направленностью химической связи. Если в молекуле больше двух атомов, то в зависимости от типа гибридизации АО центрального атома, угол под которым направлены химические связи к другим атомам принимает величину близкую к значениям, указанным в табл. 1.4. Если одна или несколько гибридных орбиталей заняты неподелёнными парами электронов, то пространственная конфигурация молекул может меняться.

Таблица 1.4

Пространственная конфигурация некоторых соединений

Тип гибридизации центрального атома	Угол между связями, град	Наличие несвязывающих электронных пар	Конфигурация молекулы	Примеры соединений
sp	180	−	Линейная	ZnCl2, CaCl2, BeCl2, CO2, С2Н2
sp2	120	−	Треугольная	BCl3, CO32‾, AlF3, С2Н4
sp3	~ 109	нет	тетраэдрическая	CH4, СCl4
sp3	108	1 пара	пирамидальная	NH3, PCl3
sp3	104,5	2 пары	угловая	H2O

При очень большой разности ЭО у взаимодействующих атомов электронное облако химической связи максимально смещается в сторону атома с бóльшей ЭО. Электрон почти полностью переходит от одного атома к другому, в результате чего атомы превращаются в ионы. Ионная связь – результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, она является предельным случаем ковалентной полярной связи.

Способностью наиболее легко отдавать электроны обладают атомы элементов, имеющих наименьшую энергию ионизации, а принимать электроны ─ имеющих наибольшее сродство к электрону (рис.1.1).

Наименьшей энергией ионизации обладают атомы щелочных и щелочноземельных металлов, при образовании ионной связи они будут образовывать положительно заряженные ионы, отдавая электроны. Атомы галогенов имеют наибольшее сродство к электрону, и они будут принимать электроны, образуя отрицательно заряженные ионы. Типично ионные соединения образуются при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов с галогенами, например, NaCl, KF и т. п. Большинству солей присущ ионный тип связи.

Современные методы экспериментальных исследований показывают, что в кристаллах таких соединений сохраняется некоторая доля ковалентности, т. к. электроны не переходят полностью от одних атомов к другим. Поэтому принято говорить об определённой степени ионности связи в зависимости от разности в электроотрицательности взаимодействующих атомов.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Пример 1.9. Суть обменного механизма образования ковалентной химической связи состоит …

1) в перекрывании двух свободных орбиталей двух атомов

2) в перекрывании одноэлектронных орбиталей взаимодействующих атомов

3) в перекрывании любых электронных орбиталей

4) в перекрывании двухэлектронной орбитали одного атома и свободной орбитали дру-

гого атома

Решение. Ковалентная химическая связь двухэлектронная и двухцентровая. Согласно обменному механизму общая пара электронов (двухэлектронная) образуется двумя атомами (двухцентровая), имеющими по одному непарному электрону с антипараллельными спинами. Правильный ответ 2.

Например, так можно представить образование молекулы водорода (рис. 1.3).

Рис. 1.3. Схема перекрывания электронных облаков

при образовании молекулы водорода

Пример 1.10. Суть донорно-акцепторного механизма образования ковалентной химической связи состоит …

1) в перекрывании двух свободных орбиталей двух атомов

2) в перекрывании одноэлектронных орбиталей взаимодействующих атомов

3) в перекрывании любых электронных орбиталей

4) в перекрывании двухэлектронной орбитали одного атома и свободной орбитали дру-

гого атома

Решение. В этом случае один атом (донор) предоставляет пару электронов, а второй атом (акцептор) − свободную атомную орбиталь. Правильный ответ 4.

Типичным представителем соединения, образовавшегося по донорно-акцепторному механизму. является ион [NH4]+ (рис. 1.4).

Рис. 1.4. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

в ионе [NH4]+

Упражнение 1.9. Укажите соединение, в котором реализуется связь, образованная по донорно-акцепторному механизму …

1) хлорида аммония 2) молекула хлороводорода 3) аммиака 4) молекула азота

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Упражнение 1.10. Частицей, которая может являться акцептором электронной пары, является … 1) Fˉ 2) H+ 3) S2ˉ 4) NH3

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 1.11. Только полярные молекулы представлены в ряду …

1) CO2, SO3, NH3 2) NH3, SO2, H2O 3) CCl4, NO, NO2 4) BF3, CO2, SO2

Решение. Среди приведённых молекул СО2 и CCl4 являются неполярными (см. рис. 1.2). Правильный ответ 2.

Упражнение 1.11. Валентный угол равен соответственно 180 ° и 120 ° в соединениях … (табл. 1.4)

1) NH3 и C2H4 2) C2H2 и CH4 3) ZnCl2 и C2H4 4) CH4 H2O

______________________________________________________________________________

Упражнение 1.12. Молекулы PCl3 и NF3 имеют _______ пространственную конфигурацию...
1) угловую 2) треугольную 3) пирамидальную 4) линейную

______________________________________________________________________________

Пример 1.12. Наибольшим дипольным моментом обладает молекула …

1) H2Se 2) H2O 3) H2Te 4) H2S

Решение. Все приведённые молекулы построены однотипно и имеют угловую форму с несколько отличающимся углом связи между водородом и соответствующим элементом. В целом молекулы представляют собой диполи. В ряду сходно построенных молекул дипольный момент увеличивается по мере увеличения разности ЭО атомов. В ряду элементов Te →Se → S → O электроотрицательность увеличивается, в этом же направлении увеличивается полярность молекул.

Правильный ответ 2.

Упражнение 1.13. Наибольшим дипольным моментом обладает молекула …

1) HCl 2) HF 3) HJ 4) HBr

______________________________________________________________________________

Упражнение1.14. Наибольшей степенью ионности характеризуется химическая связь в соединении…

1) BN 2) NH3 3) NO2 4) Li3N

Для объяснения используйте представления о механизме образования ковалентной полярной связи и относительные электроотрицательности элементов.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Задание 2. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить видеозапись лабораторной работы «Основные классы неорганических соединений [Приложение к УМК: диск 2, работа 2].

Цель выполнения задания

· Познакомиться с методами получения и химическими свойствами оксидов и гидроксидов.

· Научиться составлять уравнения реакций получения солей.

· Усвоить принцип кислотно-основного взаимодействия.

Теоретические сведения

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород. Общая формула оксидов: ЭХОУ, где х – число атомов элемента, у – число атомов кислорода.

Оксиды бывают несолеобразующие (SiO, CO, N2O, NO) и солеобразующие. Последние в свою очередь делятся на оснóвные, кислотные и амфотерные. Химический характер оксидов, образуемых различными элементами, можно определить в соответствии с табл. 2.1.

Таблица 2.1

Зависимость свойств оксидов от химической природы элементов

и степени окисления металла или неметалла

Элементы	Металлы	Неметаллы
Степень окисления атомов элементов, образующих оксиды	+1, +2	+3, +4	+5, +6, +7
Свойства	оснóвные	амфотерные	кислотные
Примеры	Na2O, CaO (кроме ZnO, BeO, SnO…)	Al2O3, SnO2 (а также ZnO, BeO, SnO…)	CrO3, Mn2O7	CO2, SO3

К гидроксидам относятся основания (основные гидроксиды), кислоты (кислотные гидроксиды) и амфотерные гидроксиды.

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и одной или нескольких гидроксильных групп OН‾. Например: NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2.

Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Например: НCl, H2SO4, H2CO3. Существуют также бескислородные кислоты, которые не являютя гидратами оксидов, например: HCl, HBr, H2S.

Соли – сложные вещества, состоящие из кислотного и основного остатков. Например: NaCl, CaSO4, FeCO3. Кислотный остаток – группа атомов, которая получается, если от кислоты мысленно отнять один или несколько атомов водорода. Оснóвный остаток – часть молекулы основания, которая остаётся при мысленном отрыве от неё одной или нескольких гидроксильных групп.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Характерные реакции оснóвных оксидов

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей (растворимых в воде оснований). Остальные оксиды металлов со степенью окисления «+2» и «+3» в воде не растворяются.

Оснóвные оксиды взаимодействуют с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. В результате таких реакций образуются соли.

Реакция среды может быть кислой, нейтральной и щелочной. Чистая вода имеет нейтральную реакцию среды. Окраска универсального индикатора в различных средах приводится в табл. 2.2.

Таблица 2. 2

Окраска универсального индикатора в различных средах

Реакция среды	Нейтральная	Кислая	Щелочная
Окраска универсального индикатора	зелёная	красная, жёлтая	синяя

Схемы опытов по изучению химических свойств оснóвных оксидов представлены на рис. 2.1

Рис. 2.1. Схемы взаимодействия оснóвных оксидов с водой и кислотой

Появление синей окраски универсального индикатора (пробирка 1) при взаимодействии оснóвного оксида с водой свидетельствует об образовании в растворе щёлочи. Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида кальция с водой и назовите полученное соединение.

_____________________________________________________________________________

Оксид меди с водой не взаимодействует (окраска индикатора в пробирке 2 не меняется, осадок не растворяется). CuO растворяется в кислоте (в пробирке 3 образуется раствор соли меди голубого цвета) и не взаимодействует со щёлочью.

Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида меди с серной кислотой, назовите полученную соль.

________________________________________________________________________________

Почему CuO не взаимодействует со щёлочью? _______________________________________

_______________________________________________________________________________

Объясните на основании рассмотренных опытов, почему оксиды CaO и CuO являются оснóвными.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 2.1. Основаниями являются гидроксиды

1) □ С (IV) 2) □ Mg 3) □ S (IV) 4) □ Fe (II)

Напишите формулы оснóвных гидроксидов и уравнения реакций, подтверждающих их химические свойства. Если перед номерами ответов стоят значки «□», то правильный ответ не один.

Решение.

Магний и железо являются металлами со степенью окисления «+2» и образуют оснóвные оксиды (табл. 2.1). В соответствии с принципом кислотно-оснóвного взаимодействия оксиды Mg и Fe (II) будут реагировать с соединениями кислотного характера, например, с кислотными оксидами и кислотами

Mg + SO2 → MgSO3; FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.

основный оксид кислотный оксид основный оксид кислота

Правильные ответы 2 и 4.

Упражнение 2.1. Основаниями являются гидроксиды

1) □ P (V) 2) □ Na 3) □ N (V) 4) □ Mn (II)

Напишите формулы оснóвных гидроксидов и уравнения реакций, подтверждающих их химические свойства.

______________________________________________________________________________

Характерные реакции кислотных оксидов

Газообразные кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, с основными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. При этом образуются соли.

Схемы опытов по изучению химических свойств кислотных оксидов представлены на рис. 2.2.

В первой пробирке получен CO2 − оксид углерода (IV) (углекислый газ) путём взаимодействия карбоната кальция СаСО3 с соляной кислотой. Напишите данную реакцию

______________________________________________________________________________

Во второй пробирке находится вода, окрашенная в зелёный цвет универсальным индикатором. Пропускание углекислого газа приводит к изменению окраски на жёлтую, что свидетельствует о появлении в растворе кислоты.

Пропускание СО2 через раствор Са(ОН)2 приводит к выпадению белого осадка (пробирка 3), в то же время с раствором серной кислоты углекислый газ не взаимодействует (пробирка 4).

Рис. 2.2. Схемы взаимодействия кислотных оксидов с водой и основанием

Напишите уравнения реакций углекислого газа с водой и с гидроксидом кальция, назовите полученные соединения и определите, к каким классам они относятся. Почему оксид CO2 не реагирует с серной кислотой?

Объясните на основании рассмотренных опытов, почему СО2 является кислотным оксидом.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 2.2. Кислотами являются гидроксиды

□ 1) S (IV) □ 2) Na □ 3) S (VI) □ 4) Pb (II).

Напишите формулы соответствующих кислот и уравнения реакций, подтверждающих их кислотные свойства.

Решение. Оксиды натрия и Pb (II) проявляют оснóвные свойства, неметалл сера образует кислотные оксиды (см. табл. 3.1). При взаимодействии с водой образуются кислоты

SO2 + H2O = H2SO3 − сернистая кислота;

SO3 + H2O = H2SO4 − серная кислота.

В соответствии с принципом кислотно-оснóвного взаимодействия кислоты будут реагировать с соединениями оснóвного характера, например, с оснóвными оксидами и основаниями

H2SO3 + 2КОН → H2O + К2SO3 − соль, сульфит калия;

кислота основание

H2SO4 + MgO → H2O + MgSO4 − соль, сульфат магния.

кислота оснóвный оксид

Правильные ответы 1 и 3.

Упражнение 2.2. Кислотами являются гидроксиды

□ 1) N (V) □ 2) Li □ 3) Si □ 4) Ni (II).

Напишите формулы соответствующих кислот и уравнения реакций, подтверждающих их кислотные свойства.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Получение и свойства основных гидроксидов

Щёлочи (растворимые в воде основания) могут быть получены непосредственным растворением оксидов щелочных и щёлочноземельных металлов в воде. Нерастворимые в воде основания получают в результате взаимодействия растворимых солей соответствующих металлов со щелочами.

Основания взаимодействуют с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами. В результате реакций образуются соль и вода.

Схемы опытов по получению и изучению химических свойств основных гидроксидов представлены на рис. 2.3.

Рис. 2.3. Схемы получения и изучения свойств оснóвных гидроксидов

Нерастворимый в воде гидроксид магния получен взаимодействием растворимой соли магния и щёлочи (пробирка 1). Полученный гидроксид растворяется в кислоте (пробирка 2) и не растворяется в щёлочи (пробирка 3).

Напишите реакции получения гидроксида магния и его растворения в серной кислоте. Назовите полученные соединения. Объясните, почему Mg(OH)2 не реагирует с NaOH.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Объясните, почему гидроксид магния обладает оснóвным характером.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Получение и свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, проявляя при этом свойства оснований, так и с основаниями, проявляя свойства кислот.

Схемы опытов по получению и изучению химических свойств амфотерных гидроксидов представлены на рис. 2.4.

Рис. 2.4. Схемы получения и изучения свойств амфотерных гидроксидов

Нерастворимый в воде гидроксид цинка образуется при взаимодействии сульфата цинка со щёлочью (пробирка 1). Осадок растворяется как в кислоте, так и в щёлочи (пробирки 2 и 3).

Напишите реакции получения гидроксида цинка и его растворения в серной кислоте и NaOH. Назовите полученные соединения.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Объясните, почему гидроксид цинка обладает амфотерным характером.

______________________________________________________________________________

Пример 2.3. Амфотерным являются гидроксиды

□ 1)марганца (VII) □ 2) кальция, □ 3) бериллия, □ 4) алюминия

Напишите формулы гидроксидов в виде соответствующих кислот и в виде соответствующих оснований, а также уравнения реакций, подтверждающих их амфотерные свойства.

Решение.

Гидроксид марганца (VII) проявляет кислотные свойства, а гидроксид кальция − основные (см. табл. 3.1). Оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления «+3, +4», а также некоторые гидроксиды металлов со степенью окисления «+2», в том числе гидроксид бериллия являются амфотерными. Формулы амфотерных гидроксидов можно записать как в кислотной, так и в оснóвной форме:

Be(OH)2 <══> H2BeO2 ,

основание: гидроксид бериллия бериллиевая кислота

Al(OH)3 <══> H3AlO3 <══> HАlO2 + H2O.

основание: гидроксид алюминия ортоалюминиевая кислота метаалюминиевая кислота

Реакции амфотерных гидроксидов с кислотами, подтверждающие их оснóвные свойства: Be(OH)2 + 2HNO3 → 2H2O + Be(NO3)2 − соль, нитрат бериллия;

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → 6H2O + Al2(SO4)3 − соль, сульфат алюминия.

Реакции амфотерных гидроксидов с основаниями, подтверждающие их кислотные свойства: H2BeO2 +2КОН → 2Н2О + К2ВеО2 − соль, бериллат калия;

HАlO2 + 2NaOH → H2O + NaAlO2 − соль, метаалюминат натрия.

Правильные ответы 3 и 4.

Упражнение 2.3.

Амфотерным является гидроксид 1) C (IV) 2) Ca 3) Мn (IV) 4) N (III)

Напишите формулы соответствующей кислоты и соответствующего основания, а также уравнения реакций, подтверждающих их кислотные и основные свойства.

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Составление уравнений реакций получения солей

Соли – сложные вещества, состоящие из кислотного и основного остатков. Соли бывают средние, кислые и основные. Примеры средних солей смотрите в табл. 2.3.

Общая формула средних солей: Меxy+Ayx-, где x – число атомов металла, равное заряду кислотного остатка; y – число кислотных остатков, равное заряду атомов металла.

Формулы солей записываются в соответствии со степенью окисления атомов металлов и зарядом кислотных остатков. При этом необходимо помнить, что молекулы солей электронейтральны.

+2 1− +1 2−

Например: CaCl2 [+2 + (1−)·2 = 0], Na2SO4 [(+1)·2 + (2−) = 0].

Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.

H2SO4 замещение атомов водорода – Н Na2SO4;

кислота атомами металла – Na соль

Mg(OH)2 замещение гидроксильных групп – ОН MgCl2.

основание кислотными остатками – Cl соль

Кислые соли образуются при неполном замещении водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла, т. е. в избытке кислоты. Например:

H2SO4 неполное замещение атомов водорода – Н NaНSO4.

двухосновная кислота атомами металла – Na кислая соль

Двухосновная кислота с любым металлом образует одну среднюю соль и одну кислую. Трехосновная кислота с любым металлом образует одну среднюю и две кислые соли. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Оснóвные соли образуются при неполном замещении гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками, т. е. в избытке основания. Например:

Mg(OH)2 неполное замещение гидроксильных групп – ОН MgОНCl.

двухкислотное основание кислотным остатком – Cl оснóвная соль

Двухкислотное основание может образовывать одну среднюю и одну оснóвную соль с данным кислотным остатком. Трехкислотное основание образует одну среднюю и две основные соли с данным кислотным остатком. Однокислотные основания оснóвных солей не образуют.