Шпоры по химии - файл n1.docx

приобрести
Шпоры по химии
скачать (519.4 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.docx541kb.22.01.2009 21:44скачать

n1.docx

  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10
Реакционная способность и взаимодействие веществ.

1.Основные определения химии: хим. Элемент, атом, молекула, хим.символы.

2.Кол-ные законы химии: сохран. массы, закон сохран. Энергии, закон эквивалентови кратных отношений, закон Авогадро.

3.Относительная атомная и молекулярная массы. Моль. Молярная масса.

4.Стехиометрические расчеты.

5.Способы выражения состава растворов.

6.Химические эквиваленты. Эквивалент соединения. Закон эквивалентов. Расчет эквивалентов элементов и сложных веществ (оксидов, оснований, кислот и солей).

7.Простые вещества и химические соединения. Классификация и номенклатура неорганических соединений.

8. Оксиды: основные, кислотные, амфотерные, названия оксидов. Зависимость характера оксидов от степени окисления элемента. Химические свойства оксидов.

9. Гидрооксиды основные, амфотерные. Способы их получения, химические свойства и их названия.

10. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.

Строение атома и периодическая система.

11. Строение атома.

12. Квантово-механическая модель атома.

13. квантовые числа. Атомные орбитали. Принци Паули. Правило Гунда.

14. Правило и порядок заполнения атомных орбиталей.

15. Строение многоэоектронных атомов. Элементы: s, p,d,f-семейства.

16. Периодическая система элементов Менделеева и периодический закон.

17. Периодичность изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств химических элементов и их соединений.

Химическая связь.

18. Характеристики химической связи.

19. Природа химической связи.

20. Типы химической связи.

21. Ковалентная связь с позиций метода валентных связей.

21 (1). Понятие о методе молекулярных орбиталей.

22. Образование ковалентной связи по обменному и донорно-акцепторному механизму.

23. Ковалентная связь и её особенности.

24. Ионная связь и её особенности. Структура ионных соединений.

25. Металлическая связь и её характерные особенности. Зонная теория.

26. Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акепторное взаимодействие молекул.

Химическая термодинамика и кинетика.

27. Тепловые эффекты химических реакций и закон сохранения энергии: теплосодержание и теплота.

28. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики.

29. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования и сгорания веществ.

30. Закон Гесса и следствие из него.

31. Энтропия. Второе начало термодинамики.

32. Свободная энергия Гиббса, свободная энергия Гельгмольца. Условие самопроизвольного протекания химических процессов.

33. Скорость химической реакции в гомогенных и гетерогенных системах.

34. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Константа скорости реакции, кинетическое уравнение. Молекулярность и порядок реакции.

35. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

36. Энергия и энтропия активации химической реакции. Понятие об активированном комплексе.

37. Зависимость скорости химической реакции от катализатора.

38. Понятие хим. равновесия. Прямая и обратная реакция. Константа химического равновесия. Её связь с изменением энергии Гиббса.

39. Факторы, влияющие на смещение хим. равновесия. Принцип Ле-Шаталье.

Химические системы.

40. Растворимость в неэлектролитах: закон Генри. Изменении энтальпии и энтропии при растворении.

41. Закон идеальных растворов.

42. Теория электролитической диссоциации Арлениуса. Электролиты и неэлектролиты.

43. Водные растворы электролитов. Активность и коэффициент активности. Константа диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный показатель рн.

44. Реакции в растворах электролитов. Ионное равновесие. Ионно-обменные реакции. Молекулярное и ионное уравнения.

45. Типы гидролиза солей. Уравнение гидролиза. Среда растворов солей. Степень гидролиза. Полно протекания гидролиза солей.

46. Гидролиз и химическое равновесие. Константа гидролиза. Смещение равновесия гидролиза.

47. Комплексные соединение в водных растворах. Состав комплексного соединения. Номенклатура комплексных соединений. Устойчивость комплексных соединений в водных растворах.

48. Дисперсные системы. Коллоидное состояние вещества.

49. Состояние вещества на границе раздела фаз. Сорпция и сорпционные процессы.

50. Поверхностно-активные вещества (ПАВ).

51. Устойчивость и коагуляция дисперсных систем.

52. Мицелла и её строение. Двойной электрический слой.

Окислительно-восстановительные реакции.

53. Окислительно-восстановительные реакции. Общее понятие и определение. Классификация окислительно-восстановительных реакций.

54. Подбор стехиометрических коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса.

Электрохимические системы.

55. Гетерогенные окислительно-восстановительные реакции. Явление на границе металл-водный раствор электролита.

56. Возникновение скачков потенциалов на границе раздела фаз. Стандартные электронные потенциалы и окислительно-восстановительные потенциалы. Ряд напряжения металлов.

57. Зависимость величины электронных потенциалов от концентрации растворов. Уравнение Нереста. Электродвижущая сил.

58. Медноцинковый гальванический элемент.

59. Гальванический элемент: электрохимические схемы, катодные и анодные процессы, токообразующие реакции.

60. Электролиз: катодные и анодные процессы, суммарная реакция электролиза, законы электролиза.

61. Аккумуляторы и топливные элементы.

62. Электрохимическая коррозия металлов: анодные и катодные процессы, основные виды коррозии.

63. Методы защиты от коррозии.

Химическая идентификация.

67. Качественный и количественный анализ.

68. Физико-хим. анализ (титрование, куллонометрия, колориметрия).

69. Физический анализ (спектрометрия).

1)(2)Хими́ческий элеме́нт — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый химический элемент представляет собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (числом протонов, одинаковым с порядковым, или атомным, номером в таблице Дмитрия Менделеева,). К 2008 г. известно 117 химических элементов (с порядковыми номерами с 1 по 116 и 118), из них 94 обнаружены в природе (некоторые — лишь в следовых количествах), остальные 23 получены искусственно в результате ядерных реакций. Первые 112 элементов имеют постоянные названия, остальные — временные. Символы химических элементов используются как сокращения для названия элементов. В качестве символа обычно берут начальную букву названия элемента и в случае необходимости добавляют следующую или одну из следующих. Обычно это начальные буквы латинских названий элементов: Cu — медь (cuprum), Ag — серебро (argentum), Fe — железо (ferrum), Au — золото (aurum), Hg — ртуть (hydrargirum). Система химических символов была предложена в 1811 г. шведским химиком Я.Берцелиусом. Временные символы элементов состоят из трёх букв, представляющих аббревиатуру их атомного номера на латыни. Символика химических элементов выявляет не только качественный состав химических соединений, но и количественный, так как за символом каждого элемента скрывается присущая ему атомная масса.В обычных условиях соответствущие простые вещества для 11 элементов являются газами (H, He, N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, Rn), для 2 — жидкостями (Br, Hg), для остальных элементов — твёрдыми телами.А́том (др.-греч. ἄ????? — неделимый) — наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и окружающего его электронного облака. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и электрически нейтральных нейтронов, а окружающее его облако состоит из отрицательно заряженных электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: количество протонов определяет принадлежность атома некоторому химическому элементу, а число нейтронов — изотопу этого элемента. Атомы различного вида в различных количествах связанные межатомными связями образуют молекулы.Моле́кула (новолатинское molecula, уменьшительное от лат. moles — масса) — частица, образованная двумя или большим количеством атомов, характеризующаяся определённым количеством входящих в неё атомных ядер и электронов, а также определённой структурой. Обычно подразумевается, что молекулы нейтральны (не несут электрических зарядов) и не несут неспаренных электронов (все валентности насыщены); заряженные молекулы называют ионами, молекулы с мультиплетностью, отличной от единицы (т.е. с неспаренными электронами и ненасыщенными валентностями) - радикалами. Молекулы, образованные сотнями или тысячами атомов называются макромолекулами. Особенности строения молекул определяют физические свойства вещества. Химические знаки — химические символы, сокращённые буквенные обозначения химических элементов. Современные химические знаки состоят из первой буквы или первой и одной из следующих букв латинского названия элементов. В химических формулах и химических уравнениях каждый химический знак выражает, кроме названия элемента, относительную массу, равную его атомной массе. Для обозначения изобаров и изотопов к их химическому знаку приписывают сверху слева (иногда справа) массовое число; атомный номер пишут снизу слева. Если же хотят обозначить не нейтральный атом, а ион, то вверху справа ставят заряд иона. Внизу справа указывают число атомов данного элемента в молекуле.

2) Зак. Сохр Массы Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. исторический закон физики, согласно которому масса как мера количества вещества сохраняется при всех природных процессах, то есть несотворима и неуничтожима. С точки зрения современной физики, этот закон неверен. Например, при радиоактивном распаде совокупная масса вещества уменьшается. Закон сохранения энергии — основной закон природы, заключающийся в том, что энергия замкнутой системы сохраняется во времени. Другими словами, энергия не может возникнуть из ничего и не может в никуда исчезнуть, она может только переходить из одной формы в другую. Первое начало термодинамики — одно из основных положений термодинамики, являющееся, по существу, законом сохранения энергии в применении к термодинамическим процессам. 1) Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил.2) Изменение внутренней энергии системы при переходе её из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе и не зависит от способа, которым осуществляется этот переход. «Изменение полной энергии системы в квазистатическом процессе равно количеству теплоты Q, сообщённого системе, в сумме с изменением энергии, связанной с количеством вещества N при химическом потенциале ?, и работы A', совершённой над системой внешними силами и полями, за вычетом работы A, совершённой самой системой против внешних сил» :?U = Q ? A + ??N + A'. Закон кратных отношений — один из стехиометрических законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. Эквиваленты определяются как (пропорциональные) числа показывающие, в каких весовых количествах элементы соединяются с одной вес. ед. водорода или замещают её. Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в одинаковых объёмах различных паров и газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) находится одинаковое число частиц».. Закон эквивалентов - вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

3)(4)А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Для любого другого изотопа атомная масса не является целым числом, хотя и близка к массовому числу данного изотопа (т. е. суммарному количеству нуклоновпротонов и нейтронов — в его ядре). Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона. Зависимость атомной массы от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии. Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь. Молекуля́рная ма́сса (менее правильный термин: молекулярный вес) — масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Численно равна молярной массе. Однако следует чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и различаются по размерности. Молекулярные массы сложных молекул можно определить, просто складывая молекулярные массы входящих в них элементов. Например, молекулярная масса воды (H2O) есть MH2O = 2 MH + MO ? 2·1+16 = 18 а. е. м. Моль (обозначение — моль, mol) — единица измерения количества вещества в СИ. Соответствует количеству вещества, содержащему столько специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц), сколько содержится атомов в 12 граммах нуклида углерода 12C.Количество частиц в одном моле любого вещества постоянно и носит название числа Авогадро (NA). NA = 6,02214179(30)Ч1023 моль?1. Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моля вещества. Для отдельных химических элементов мы будем считать молярной массой массу одного моля отдельных атомов этого элемента. В этом случае, молярная масса элемента, выраженная в г/моль, совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако, надо четко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно, и отличаются по размерности.Молярные массы сложных молекул можно определить, просто складывая молярные массы входящих в них элементов. Например, молярная масса воды (H2O) есть MH2O = 2 MH +MO = 2·1+16 = 18 (г/моль).
4)Стехиометрические расчеты. Стехиометрическими расчетами называют нахождение значений количества, масс и объемов веществ (реагентов и продуктов), участвующих в химических реакциях. Формульное количество вещества B (nB) и масса этого вещества (mB) связаны между собой соотношением nB = mB / MBгде MB – молярная масса данного вещества. Единица формульного количества вещества – моль. Буквой В обозначена формульная единица вещества, которой может быть химическая формула атома (Na, Ca), молекулы (Cl2, H2O2), катиона (K+, Al3+), аниона (CN-, NO3-, Cr2O72-), электронейтральной группы катионов и анионов (AlCl3, K2Cr2O7), радикала (-OH, -NO2) или любой другой точно определенной и реально существующей совокупности указанных частиц. Если вещество B – газ, то его формульное количество и объем (VB) соотносятся между собой так: nB = VB(г) / VM где VM – молярный объем идеального газа. При нормальных условиях (н.у.) – атмосферном давлении p = 1,01325 . 105 Па = 1 атм и термодинамической температуре T = 273,15 K – значение VM принимается равным 22,4 л/моль. Масса находящегося в любом агрегатном состоянии вещества B определяется объемом этого вещества по выражению mB = rВ VB где rВ - плотность данного вещества.

5)(6) Количественный состав раствора чаще всего выражается с помощью понятия «концентрации», под которым понимается содержание растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы или объема. Договорились растворенное вещество обозначать через X, а растворитель - через S. Чаще всего для выражения состава раствора используют массовую долю, молярную концентрацию (молярность) и мольную долю. Массовая доля - это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора. Для бинарного раствора:http://www.himhelp.ru/pics/73_458772879.gif        (1)

где ?(Х) - массовая доля растворенного вещества X; m(Х) масса растворенного вещества X, г; m(S) - масса растворителя S, г; m= [m(Х) + m(S)] - масса раствора, г. Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах (например: ? = 0,01 или ? = 1%).Молярная концентрация (молярность) показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора: С(Х) = v(Х) / V (2) где С(Х) - молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; v(Х) - количество растворенного вещества X, моль; V - объем раствора, л. Как следует из (2), молярная концентрация выражается в моль/л. Эта размерность иногда обозначается М, например: 2МNаОН. Мольная доля растворенного вещества - безразмерная величина, равная отношению количества растворенного вещества к общему количеству веществ в растворе:   http://www.himhelp.ru/pics/74_1683668486.gif           (3)

где N(Х) - мольная доля растворенного вещества X; v(Х) - количество растворенного вещества X, моль; v(S) - количество вещества растворителя S, моль. Нетрудно представить, что сумма мольных долей растворенного вещества и растворителя равна 1:                       

                                                            N(X) + N(S) = 1.                (4)

При решении многих задач полезно переходить от молярной концентрации к массовой доле, мольной доле и т.д. Например, молярная и процентная концентрации взаимосвязаны так:  C(X) = 10 ∙ ?(X) ∙ ? / M(X),        (5)                                               ?(X) = C(X) ∙ M(X) / (10 ∙ ?)              (6) где ?(Х) - массовая доля растворенного вещества, выраженная в %; М(Х) - молярная масса растворенного вещества, г/моль; р = m/(1000 V) - плотность раствора, г/мл. Очень часто концентрацию насыщенного раствора, наряду с вышеперечисленными характеристиками, выражают через так называемый коэффициент растворимости или просто растворимость вещества. Отношение массы вещества, образующего насыщенный раствор при данной температуре, к массе растворителя называют коэффициентом растворимости: ks = mв-ва / mр-ля . (7)  Растворимость вещества s показывает максимальную массу вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя: s = (mв-ва / mр-ля) ∙ 100.              (8)

6)Эквивалент вещества — его масса (выраженная в углеродных единицах), которая присоединяет или замещает атомную массу водорода (1,008 г) или половину атомной массы кислорода (15,9994/2 г.) Эквивалент кислоты равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода) кислоты. Например, эквивалент H2SO4 равен ее молярной массе, деленной на два. Эквивалент соли равен ее молярной массе, деленной на произведение зарядов образующих ее катионов и анионов. Например, эквивалент Na3РО4 равен его молярной массе, деленной на три. В реакциях окисления-восстановления эквивалент окислителя равен частному от деления его молярной массы на число электронов, получаемое атомом восстановленного элемента. Например, в кислой среде КМnО4 восстанавливается до Мn(II), атом марганца в KMnO4 приобретает пять электронов и его эквивалент равен молярной массе, деленной на пять. В зависимости от числа принятых окислителем электронов эквивалент может быть различным. Так, в среде, близкой к нейтральной, атом марганца в КМnО4 приобретает три электрона, переходя в MnO2, и в этом случае эквивалент KMnO4 будет равен его молярной массе, деленной на три. Используя понятие эквивалента, можно производить расчёты количеств взаимодействующих веществ без написания и уравнивания химических уравнений. Закон эквивалентов - вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

7) Простые веществавещества, состоящие исключительно из атомов одного элемента. Например, молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (O, H, Cl) простые газы; различные формы углерода, иод (I2), металлы (не в виде сплавов) и многие другие (F2, N2).Некоторые элементы обладают свойством образовывать несколько простых веществ (аллотропия), отличающихся строением молекул (или кристаллической структурой) и физико-химическими свойствами. Химического соединение (сложное вещество) — химически индивидуальное вещество, состоящее из атомов различных элементов. Важный признак химического соединения — однородность и постоянство состава. Каждое химическое соединение, которое описано в литературе, имеет уникальный цифровой идентификатор, число CAS. Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ. Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ. Простые: металлы , неметаллы. Сложные: соли, основания, оксиды, кислоты. Металл (название происходит от лат. metallum — шахта) — один из классов элементов, которые в отличие от неметалловметаллоидов), обладают характерными металлическими свойствами. Металлами являются большинство химических элементов (примерно 70 %). Самым распространённым металлом в земной коре является алюминий. [править] Характерные свойства металлов Металлический блеск (кроме йода. Несмотря на свой металлический блеск, кристаллический йод относится к неметаллам). Хорошая электропроводность Возможность лёгкой механической обработки (например, пластичность) Высокая плотность Высокая температура плавления(искл. ртуть и др.) Большая теплопроводность В реакциях являются восстановителями Элементы с типично неметаллическими свойствами занимают правый верхний угол Периодической системы. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал. Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В отличие от преимущественно ионной природы строения соединений типичных металлов, простые неметаллические вещества, а также соединения неметаллов имеют ковалентную природу строения. Систематическое название неорганического соединения читается справа налево по изображенной формуле, записанной по определенным правилам, согласно которым на первое место всегда ставится электроположительная, а на второе – электроотрицательная составляющая. В бинарных соединениях неметаллов на первое место ставится тот элемент, символ которого стоит раньше в следующем ряду:




Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F;




например, XeF4, NH3, H2O, Cl2O, OF2, IF7, SO2, NO, B2O3.

В соединениях металлов друг с другом (интерметаллидах) символы элементов указываются в алфавитном порядке: FeNi3, MgZn, Al4Cu9.

Количество одинаковых атомов или атомных групп в формуле указывается арабскими цифрами в виде правого нижнего индекса в круглых, квадратных или фигурных *) скобках; нормальный порядок для скобок – {[( )]}:




Cr2(SO4)3, Ca3(PO4)2, La2(C2O4)3, [Cr(H2O)6]Cl3.




В кристаллогидратах число молекул воды указывается арабскими цифрами:




La2(C2O4)3∙10H2O, Na2SO4∙10 H2O, CuSO4∙5H2O.




*) Фигурные скобки обычно используются в формулах координационных соединений, поскольку комплексный ион или нейтральное координационное соединение непременно заключается в квадратные скобки; рекомендуемый порядок скобок [( )], [{( )}], [{[( )]}], например,




[Co(NH3)6]Cl3, [Zn{NH2–CH2CH(NH2)CH2NH2}2]SO4.


8) Оксид (о́кисел, о́кись) — соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Не считая фтора, кислород — самый электроотрицательный химический элемент, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.Оксиды — весьма распространенный тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Окислами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Категория: Окислы).Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов. Классификация : В зависимости от химических свойств различают: солеобразующие оксиды основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO); кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2); амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3); Несолеобразующие оксиды (например, оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO). Осно́вные оксидысолеобразующие оксиды, проявляющие осно́вные свойства. К ним относятся: оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li — Fr , оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы) Mg — Ra , оксиды металлов переходных элементов в низших степенях окисления . Металлы в основных оксидах обычно проявляют валентность I и II. Примеры Оксид натрия Na2O; Оксид кальция CaO; Оксид магния MgO; Оксид железа(III) Fe2O3; Оксид хрома(II) CrO; Оксид марганца(II) MnO; Амфотерные оксидысолеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (т.е. проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II,III,IV. Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например: ZnO + H2SO4 ? ZnSO4 + H2O Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например: ZnO + 2NaOH ? Na2ZnO2 + H2O Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней. Примеры: Оксид цинка ZnO Оксид хрома(III) Cr2O3 Оксид алюминия Al2O3 Оксид олова(II) SnO Оксид олова(IV) SnO2 Оксид свинца(II) PbO Оксид свинца(IV) PbO2 Оксид титана(IV) TiO2 Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образуются типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами. Элементы в кислотных оксидах обычно проявляют валентность от IV до VII. Характерные реакции Некоторые кислотные оксиды при взаимодействии с водой (гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты). Например, при растворении оксида серы(VI) в воде образуется серная кислота: SO3 +   H2O = H2SO4 Примеры Оксид углерода(IV) CO2; Оксид серы(IV) SO2; Оксид серы(VI) SO3; Оксид кремния(IV) SiO2; Оксид фосфора(V) P2O5; Оксид хрома(VI) CrO3; Оксид марганца(VII) Mn2O7; В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe2О3 — оксид железа(III), Cl2O7 — оксид хлора(VII). Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, моноокисью или закисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3. Также распостранены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ
Bce основные оксиды реагируют с кислотами, кислотные – с щелочами, амфотерные – с кислотами и щелочами. Продукты таких реакций – соль и вода .
По этому же принципу взаимодействуют друг с другом оксиды (основные – с кислотными, амфотерные – с теми и другими), в результате реакции всегда образуется соль (поз. б).
Основные оксиды, образованные наиболее активными металлами (стоящими в ряду напряжений металлов до магния), взаимодействуют с водой, образуя соответствующие гидрооксиды – щелочи (поз. в).
Многие кислотные оксиды (кроме SiO
2 и некоторых других) гидратируются с образованием соответствующих гидроксидов – кислот (поз. в).
Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.




  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10


Реакционная способность и взаимодействие веществ
Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации