ХИМИЧЕСКАЯ СИМВОЛИКА КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

2.1. Химическая символика

Любой химический символ имеет двойной смысл: 1) обозначает атом или молекулу; 2) обозначает атомную или молекулярную массу. Поэтому из химической формулы и из химического уравнения вытекает два вывода: качественный и количественный.

В химии принято атом (химический элемент) обозначать химическим знаком, молекулу – химической формулой, схему химического превращения одних веществ в другие – уравнения химических реакций.

Химический знак – обозначают первыми (одной или двумя) буквами латинского названия элемента.

П р и м е р: H – Hydrogenium – водород, N – Nytrogenium – азот, Au – Aurum – золото.

Известно более 120 химических элементов. Каждый элемент имеет знак и место в таблице – «клетку». «Клетка» имеет свой номер и, кроме того, соответствует определенному номеру вертикального столбца – группы и номеру горизонтального периода

2.2. Классификация неорганических соединений по функциональным признакам и составу.

Химические вещества (по составу)

Простые Сложные

металлы бинарные трехатомные

неметаллы

амфотерные элмененты

Al, Zn

Количество атомов в составе сложной молекулы указываются индексами (единица не записывается в составе молекулы)

LiH - 1 атом лития, 1 атом водорода

SO₃ – 1 атом серы, 3 атома кислорода

Если в молекуле имеются скобки, то количество атомов увеличивается.

Al₂(SO₄)₃ – 2 атома алюминия, 2 атома серы, 12 атомов кислорода.

Значения индексов зависят от валентности элементов и групп, входящих в состав молекулы.

Классификация сложных неорганических веществ по составу:

2. Оксиды. Классификация. Свойства. Получение.

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов один из которых кислород (Валентность -II, степень окисления -2).

H₂O H-O-H

⁺H : O^-2 : H⁺

Существуют солеобразующие и несолеобразующие оксиды.

Номенклатура оксидов

Слово “оксид” + “название элемента” + валентность

SO₂ - оксид серы (IV) - (S^IVO₂^II)

К несолеобразующим оксидам относят оксиды, которые не образуют солей (CO, NO).

Существуют 3 группы оксидов:

- основные

-кислотные

-амфотерные

Основные

К основным оксидам относят оксиды типичных металлов.

Получение

1) Окисление металлов (кроме металлов1-А гр.)

2Са+О₂ → 2СаО

2) Обжиг сульфидов

FeS + O₂ →^t Fe₂O₃ + SO₂

основной и кислотный оксиды

3) Разложение гидроксидов тяжелых металлов

Cu (OH)2 →^t CuO + H₂O

основной и амфотерный оксид

4) Разложение солей (особенно карбонатов и нитратов)

CaCO₃ –^t CaO+CO₂↑

Химические свойства

1.Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами

BaO+SiO₂ → BaSiO₃

2.Взаимодействуют с амфотерными оксидами

MgO+Al₂O₃ → Mg(AlO₂)₂

3.Взаимодействуют с кислотами

CaO+H₂SO₄ → CaSO₄+H₂O

4.Взаимодействуют с водой

CaO+H₂O →Ca(OH)₂

5.Участвуют в ОВР

Fe⁺³₂O^-2₃+Al⁰ → Al⁺³₂O^-2+Fe⁰

Кислотные

Кислотные оксиды – оксиды неметаллов или переходных металлов в высшей степени валентности

Mn⁺² Mn⁺⁴ Mn⁺⁷

основной амфотерный кислотный

Способы получения

а)окисление неметаллов

С+О₂ → ^t СО₂

б)смотри способы 2 и 4

Номенклатура

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов используется старинная система названий ангидридов кислот.

Ангидрид – продукт отщепления воды от соответствующей кислоты

Химические свойства

1.кислотные оксиды взаимодействуют с водой и образованиями кислот

SO₃+H₂O →H₂SO₄

2.взаимодействуют с амфотерными оксидами

P₂O₅+Al₂O₃ → 2AlPO₄

3.взаимодействуют с основаниями

CO₂+Ca(OH)₂ →CaCO₃+H₂O

4.участвуют в ОВР

2SO₂+O₂ → ^t 2SO₃

Амфотерные

Амфотерные оксиды сочетают свойства основных и кислотных оксидов.

Al₂O₃+6HCl →2AlCl₃+3H₂O

Al2O₃+NaOH+H₂O → Na[Al(OH)₄]

H₂O – идеальный амфотерный оксид

2. 3. Кислоты. Классификация. Свойства. Получение.

Кислоты сложные вещества, содержащие один, или несколько атомов водорода, способных полностью, или частично замещаться на атом металла. В растворах кислоты имеют рН менее 7.

Индикатор лакмус изменяет окраску на красный; фенолфталеин - бесцветный; метилоранжевый - на розовый.

Существует несколько классификаций кислот:

КИСЛОТЫ

↓ ↓

Бескислородные Кислородосодержащие

HI, HBr, H₂S. H₂SO₃, HClO₂

КИСЛОТЫ

↓ ↓ ↓

Одноосновные Двухосновные Многоосновные

HCl, HNO₃ H₂S, H₂SO₄ H₃PO₄

НОМЕНКЛАТУРА:

Многие кислоты сохранили историческое название, например, соляная кислота HCl, плавиковая кислота HF.

Название кислородных кислот происходит от названия неметалла с добавлением –ная- и -вая- , если степень окисления неметалла максимальная:

+6

H₂SO₄ –максимальное - серная кислота

+5

H₃AsO₄ – максимальное - мышьяковая кислота

По мере понижения степени окисления суффикс меняется в следующем порядке –оватая- , -истая-, -оватистая-.

+7

HClO4 – хлорная

+5

HClO3 - хлорноватая

+3

HClO2 - хлористая

+1

HClO – хлорноватистая

ПОЛУЧЕНИЕ

1) Бескислородные кислоты: получают методом прямого синтеза.

Cl₂ + H₂→2HCl

2) Действием более сильных кислот на соответствующие соли

FeS+2HCl→ H₂S↑+FeCl₂

3) Взаимодействие кислотных оксидов и воды

SO₃+ H₂O→H₂SO₄

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

1) Взаимодействие кислот с активными металлами

HCl+Zn→ZCl₂+H₂↑

2) C основными оксидами

H₂SO₄+CaO→CaSO₄+H₂O

3) Взаимодействие кислот с основаниями

H₃PO₄+3NaOH→Na₃PO₄+3H₂O

4) Взаимодействие кислот с амфотерными оксидами

6HCl+Al₂O₃→2AlCl₃+3H₂O

5) Взаимодействие кислот с солями

H₂SO₄+BaCl₂→BaSO₄↓+HCl – реакция возможна, если продукт выделяется газом, или выпадает в осадок.

2.4 Основания.

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одой или нескольких гидроксильных групп.

Названия образуют с помощью слова <гидроксид>, к которому добавляется название металла в родительном падеже. Для гидроксидов металлов с переменной валентностью ее следует указать.

- гидроксид железа (II)

- гидроксид железа (III)

- гидроксид цинка

2.5. Соли.

Соли – продукт полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл или же продукт полного или частичного замещения группы ОН^- в основании на кислотный остаток.

Соли:

1) Средние (NaCl, Na₂SO₄, Fe₃(PO₄)₂).

2) Кислые (NaHCO₃, Ca(HSO₄)₂, Fe(HPO₄)₃ ).

3) Основные (FeOHCl, (CaOH)₂SO₄).

4) Двойные (CaCO₃* MgCO₃).

5) Смешанные (Na₃CO₃(HCO₃)).

6) Комплексные (K₄[Fe(CN)₆]).

Номенклатура:

1) средние соли

кислотный остаток + название Ме (валентность Ме).

Fe₂(SO₄)₃

Сульфат железа (III)

2) кислые соли

гидро + кислотный остаток + название Ме (валентность Ме).

NaHSO₄ – гидросульфат Na.

Fe(H₂PO₄)₂ – дигидрофостфат Fe(II).

3) основные соли

кислотный остаток + гидроксо + Ме (валентность Ме).

CaOHCl

Хлорид гидроксокальция

(Al(OH)₂)₂SO₄

сульфат дигидроксоалюминия

4) двойные соли

кислотный остаток + Ме + Ме

KAl(SO₄)₂ – сульфаталлюминия-калия

5) смешанные соли

Na₃CO₃(HCO₃) – гидрокарбонат-карбонат натрия

6) комплексные соли

K₄[Fe(CN)₆] – гексоцианоферрат(III) калия

Получение:

1) метод прямого синтеза

Mg + Cl₂ → MgCl₂

2) активный Ме + кислота

Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

3) малоактивный Ме с концентрированными кислотами (H₂SO₄ + HNO₃).

Cu + H₂SO_{4 (k)} → CaSO₄ + SO₂↑+ H₂O

4) основной оксид + кислота

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

5) основание + кислота

Ca(OH)₂ + HCl → CaCl₂ + H₂O

6) основной оксид + кислотный оксид

CaO + CO₂ → CaCO₃

7) основание + кислотный оксид

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

8) основание + кислота

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2H₂O

9) соль + кислота

Na₂SiO₃ + HCl → NaCl + H₂SiO₃↓

10) соль + основание

CuSO₄ + 2NaOH→ Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

11) соль + соль

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃

Химические свойства:

Соли взаимодействуют с Ме, кислотами, основаниями и между собой (уравнения реакций смотрите выше).

При нагревании соли аммония, малоактивных Ме, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют максимальную валентность, разлагаются.

NH₄Cl → NH₃↑ + HCl

Хлорид аммония

AgNO₃ → Ag + O₂ + NO₂

CaCO₃ → CaO + CO₂↑

KNO₃ → KNO₂ + O₂

Генетическая связь основных классов неорганических соединений.

−−−−−−−−Элементы −−−−−−−−−−

↓ ↓ ↓

Ме амфотерные элементы неМе

↓ ↓ ↓

осн.оксиды амфотерные оксиды кислот.оксиды

↓ ↓ ↓

основания амфотерные гидроксиды кислоты

↓ ↓ ↓

соли

2.6. Задания для контрольной работы.

2.6.1. Запишите молекулярные формулы химических соединений и укажите число элементов, входящих в состав молекулы, количество атомов в молекуле.

Таблица 2.6.1

Таблица 2.6.2..Записать уравнения химических превращений, назвать согласно номенклатуре ИЮПАК все вещества.

3. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ. СТЕХИОМЕТРИЯ.

3.1 Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные соотношения между реаги­рующими веществами. Исключительное значение для разви­тия химии имеют следующие стехиометрические законы.

1.Закон постоянства состава. Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

2.Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, массы элементов относятся друг к другу как небольшие целые числа.

3.Моль. Закон Авогадро. Молярный объем газа.

Формулы, отражающие взаимосвязь объема вещества, его массы и молекулярной массы.

4. Закон Авогадро. Установлен итальянским физиком Авогадро в 1811 г. Одинаковые объемы любых газов, отобранные при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул.

Таким образом, можно сформулировать понятие количества вещества: 1 моль вещества содержит число частиц, равное 6,02*10²³ (называемое постоянной Авогадро)

Следствием этого закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р₀ =101,3кПа и Т₀=298К) объём, равный 22,4л.

5. Закон Бойля-Мариотта

При постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится:

PV = const.

6. Закон Гей-Люссака

При постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре:

V/T = const.

7. Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить объединенным законом Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, которым пользуются для приведения объемов газа от одних условий к другим :

P₀, V₀ ,T₀-давление объема и температуры при нормальных условиях: P₀=760 мм рт. ст. или 101,3 кПа ; T₀=273 К (0⁰С)

8. Независимая оценка значения молекулярной массы М может быть выполнена с использованием так называемого уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейро­на-Менделеева:

pV=(m/M)*RT=vRT. (1.1)

где р — давление газа в замкнутой системе, V — объем си­стемы, т — масса газа, Т — абсолютная температура, R —универсальная газовая постоянная.

Отметим, что значение постоянной R может быть получе­но подстановкой величин, характеризующих один моль газа при н.у., в уравнение (1.1):

r = (р V)/( Т)=(101,325кПа 22.4л)/(1 моль 273К)=8.31Дж/моль.К)

3.2. Примеры решения задач

Пример 1. Приведение объема газа к нормальным условиям.

Какой объем (н.у.) займут 0,4×10^-3 м³ газа, находящиеся при 50⁰С и давлении 0,954×10⁵ Па?

Решение. Для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются общей формулой, объединяющей законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

pV/T = p₀V₀/T₀.

Объем газа (н.у.) равен , где Т₀ = 273 К; р₀ = 1,013×10⁵ Па; Т = 273 + 50 = 323 К;

м³ = 0,32×10^-3 м³.

При (н.у.) газ занимает объем, равный 0,32×10^-3 м³.

Пример 2. Вычисление относительной плотности газа по его молекулярной массе.

Вычислите плотность этана С₂Н₆ по водороду и воздуху.

Решение. Из закона Авогадро вытекает, что относительная плотность одного газа по другому равна отношению молекулярных масс (М_ч) этих газов, т.е. D=М₁/М₂. Если М_{1 С2Н6} = 30, М_{2 Н2} = 2, средняя молекулярная масса воздуха равна 29, то относительная плотность этана по водороду равна D_Н2 = 30/2 =15.

Относительная плотность этана по воздуху: D_возд = 30/29 = 1,03, т.е. этан в 15 раз тяжелее водорода и в 1,03 раза тяжелее воздуха.

Пример 3. Определение средней молекулярной массы смеси газов по относительной плотности.

Вычислите среднюю молекулярную массу смеси газов, состоящей из 80 % метана и 20 % кислорода (по объему), используя значения относительной плотности этих газов по водороду.

Решение. Часто вычисления производят по правилу смешения, которое заключается в том, что отношение объемов газов в двухкомпонентной газовой смеси обратно пропорционально разностям между плотностью смеси и плотностями газов, составляющих эту смесь. Обозначим относительную плотность газовой смеси по водороду через D_Н2. она будет больше плотности метана, но меньше плотности кислорода:

; ;

80D_Н2 – 640 = 320 – 20D_Н2 ; D_Н2 = 9,6.

Плотность этой смеси газов по водороду равна 9,6. средняя молекулярная масса газовой смеси М_Н2 = 2D_Н2 = 9,6×2 = 19,2.

Пример 4. Вычисление молярной массы газа.

Масса0,327×10^-3 м³ газа при 13⁰С и давлении 1,040×10⁵ Па равна 0,828×10^-3 кг. Вычислите молярную массу газа.

Решение. Вычислить молярную массу газа можно, используя уравнение Менделеева-Клапейрона:

,

где m – масса газа; М – молярная масса газа; R – молярная (универсальная) газовая постоянная, значение которой определяется принятыми единицами измерения.

Если давление измерять в Па, а объем в м³, то R=8,3144×10³ Дж/(кмоль×К).

Дата добавления: 2014-09-08; просмотров: 819; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!