» » » » Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

На нашем литературном портале можно бесплатно читать книгу Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач, Михаил Бармин . Жанр: Детская образовательная литература. Онлайн библиотека дает возможность прочитать весь текст и даже без регистрации и СМС подтверждения на нашем литературном портале bookplaneta.ru.
Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
Название: Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
ISBN: нет данных
Год: неизвестен
Дата добавления: 15 февраль 2019
Количество просмотров: 123
Читать онлайн

Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач читать книгу онлайн

Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - читать бесплатно онлайн , автор Михаил Бармин
Настоящее учебное пособие предназначено для абитуриентов, сдающих ЕГЭ в 2017 и последующих годах. В связи с обновлением большинства учебных пособий и учебников по общей и неорганической химии выпуск учебного пособия такого типа актуален. Данное пособие отличается от аналогичных изданий, например тем, что в конце его приводится как бы краткая аннотация лекций, что помогает, с одной стороны, запоминанию, с другой – помогает понять историю возникновения понятий и законов и внутри предметной связи. В этой книге есть решения типовых задач (тесты 27-29), что несомненно повысит качество преподавания. Супер полезно для студентов России, Белоруссии, Украины и всех знающих русский язык, более того полезно для студентов всех форм и типов образования не химических вузов. Будем рады предложениям и замечаниям.
Перейти на страницу:

Основания бывают растворимые в воде, малорастворимые и практически нерастворимые. Растворимые в воде основания называют щелочами.

По числу гидроксогрупп определяют кислотность основания. Так NaOH, KOH однокислотные основания; Ca(OH)2, Fe(OH)2 – двухкислотные; Fe(OH)3, Al(OH)3 – трехкислотные.

Основания двух– и более кислотные диссоциируют ступенчато:

1 ступень Ca(OH)2 CaOH1+ + OH1-

2 ступень CaOH1+ Ca2+ + OH1-

Получение оснований

Растворимые основания можно получить при взаимодействии щелочного (IА подгруппа) или щелочно-земельного (IIА подгруппа) металла с водой или оксида металла с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Na2O + H2O = 2NaOH

Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2

2) Малорастворимые основания получаются при взаимодействии соли соответствующего катиона с растворимым основанием:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4

Свойства оснований

Неорганические основания являются твердыми веществами, за исключением гидроксида аммония. Растворы оснований мыльные на ощупь, изменяют окраску индикатора фенолфталеина в малиновый цвет, а лакмуса – в синий.

Гидроксиды калия и натрия устойчивы к нагреванию. Большинство оснований разлагаются при нагревании на воду и соответствующий оксид

2.ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ, СОЛИ.

2.1Основания

По теории электролитической диссоциации к основаниям относятся электролиты, при электролитической диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и гидроксидами. В результате этого взаимодействия образуются соли:

SO3 + CaO = CaSO4

SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

К амфотерным относят оксиды, которые могут проявлять свойства как основных оксидов, так и кислотных. То есть амфотерный оксид может взаимодействовать как с кислотой, так и с основанием. Амфотерные оксиды образуются некоторыми металлами в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO, PbO) и почти всеми металлами в степени окисления +3 (Al2O3, Cr2O3).

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

цинкат натрия

Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.

Если металл может иметь несколько степеней окисления, то с повышением степени окисления основные свойства его оксидов будут убывать, а кислотные усиливаться. Так MnO основной оксид, MnO2 амфотерный, а Mn2O7 кислотный.

Оксиды могут быть получены разными способами:

окисление простых веществ

4P + 5O2 = 2P2O5

2Mg + O2 = 2MgO

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

конц.

C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O

конц.

окисление сложных веществ

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

разложение сложных веществ

CaCO3 = CaO + CO2

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Все общие химические свойства оснований обусловлены наличием в них гидроксогрупп ОН-:

основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

KOH + HCl = KCl + H2O

K+ + OH- + H+ + Cl- = K+ + Cl- + H2O

OH- + H- = H2O

основания реагируют с кислотными оксидами с образоваием соли и воды:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2Na + 2OH– + CO2 = 2Na+ + CO32- + H2O

2OH- + CO2 = CO32- + H2O

растворимые основания реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

2NaOH + Al2O3 + 7H2O =Na[Al(OH)4(H2O)]

NaOH + Al(OH)3 + 2H2O = Na[Al(OH)4(H2O)2]

растворимые основания реагирует с растворимыми солями с образованием нерастворимых оснований.

2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + K2SO4

2K+ + 2OH- + Cu2+ + SO42- = Cu(OH)2 + 2K+ + SO42-

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

или

KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH

K+ + OH- + NH4+ + Cl- = K+ + Cl- + NH4OH

OH– + NH4+ = NH4OH.

кислоты взаимодействуют с солями, если в результате реакции образуется или слабый электролит, или малорастворимое твердое, или газообразное вещество:

а) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 H2O

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl + H2CO3

CO32- + 2H+ = H2CO3 CO2

б) AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3

Ag+ + NO3- + H+ + Cl- = AgCl + H+ + NO3-

Ag+ + Cl- = AgCl

Кроме того, существуют неорганические кислоты – сильные окислители: HNO3, H2SO4 (концентрированная). Эти кислоты обладают особыми свойствами, которые определяются не катионами водорода, а высокой степенью окисления атомов элемента, образующего кислоту. Эти кислоты могут реагировать и с металлами, стоящими в ряду активности после водорода (кроме золота и платины) и с неметаллами. Подробно свойства этих кислот рассматриваются во II части учебника.

H2S – сероводородная кислота.

Название кислородсодержащей кислоты зависит от степени окисления элемента, образующего кислоту. Если элемент образует кислоту в своей максимальной степени окисления, то к названию элемента добавляют окончание -ная или –вая и слово кислота:

H2SiO3 – кремниевая кислота,

H2SO4 – серная кислота.

Если элемент образует две кислоты, находясь в 2-х степенях окисления, то для кислоты с максимальной степенью окисления элемента в названии будет окончание –вая или –ная; а для минимальной степени окисления окончание –истая:

HNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая кислота;

H2SO4 – серная кислота, H2SO3 – сернистая кислота.

Если же элемент образует более, чем две кислоты, находясь в разных степенях окисления, то по мере понижения степени окисления элемента, образующего кислоту суфиксы и окончания будут меняться в следующем порядке:

–вая, -ная

–новатая

–истая

–новатистая.

HClO4 – хлорная кислота,

HClO3 – хлорноватая кислота,

HClO2 – хлористая кислота,

HClO – хлорноватистая кислота.

Некоторые элементы, находясь в одной и той же степени окисления, могут образовывать кислоты, различающиеся на группу (H2O). В таком случае кислота с меньшим числом атомов кислорода и водорода называется мета-, а с большим орто– кислотой:

H3PO4 – ортофосфорная кислота,

HPO3 – метафосфорная кислота,

Кроме этого, используют и традиционные названия:

HCl – соляная кислота, HF – плавиковая кислота.

По числу катионов водорода определяют основность кислоты: HNO3 – одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная кислота, H3PO4 – трехосновная кислота. Двух– и более основные кислоты диссоциируют в водных растворах ступенчато.

Сила кислоты определяется как способность кислоты к электролитической диссоциации.

В периодической системе в периоде слева направо кислотные свойства гидроксидов элементов усиливаются.

      Если один и тот же элемент образует несколько кислот, то с уменьшением степени окисления элемента уменьшается сила кислоты, то есть способность отдавать протон. Все это объясняется электронным строением молекулы и взаимным влиянием атомов в молекуле. Чем больше полярность связи Н – О, тем легче происходит электролитическая диссоциация по типу кислоты. А эта связь тем полярнее, чем меньше разница электроотрицательностей кислорода и элемента, образующего кислоту. В случае, когда один и тот же элемент образует кислоты, находясь в разных степенях окисления, сильнее будет кислота, образованная элементом в большей степени окисления.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + 2H+ + 2Cl- = Zn2+ + 2Cl- + H2

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2

В качестве примера взаимодействия металлов с растворами кислот не следует брать такие активные металлы, как калий или натрий, так как эти металлы очень активны и будут реагировать с молекулами воды:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2

и далее OH– + H+ = H2O

кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

2HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2H+ + Cl- + CaO = Ca2+ + 2Cl- + H2O

2H+ + CaO = Ca2+ + H2O

кислоты взаимодействуют с основаниями:

2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O

Перейти на страницу:
Комментариев (0)