Основы общей химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Учреждение образования

«Брестский государственный университет имени А.С. Пушкина»

Курс лекций

для иностранных студентов биологического факультета

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Составители: кандидат технических наук,

Доцент Н.С. Ступень,

старший преподаватель

В.В. Коваленко

Брест БрГУ имени А.С. Пушкина 2014

ВВЕДЕНИЕ

неорганический химический менделеев вещество

В курсе общей химии изучаются теоретические законы и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний. Поэтому общая химия является теоретической основой изучения всех остальных химических дисциплин. Так, на основе теоретических положений общей химии изучается химия элементов периодической системы и их соединений.

Курс лекций «Основы общей химии» адресован иностранным студентам первого курса всех специальностей биологического факультета. Данный курс лекций содержит учебный материал по 13 теоретическим разделам общей химии. В каждом разделе отражены основные понятия, законы и закономерности.

Основополагающей темой является тема «Номенклатура и классификация неорганических соединений», поскольку знание классификации, способов получения и свойств каждого из классов неорганических соединений является фундаментом для успешного усвоения химии элементов. В этой связи необходимо обратить внимание на правила составления формул веществ, номенклатурные требования их наименования, правила написания уравнений химических реакций, отражающих свойства оксидов, оснований, кислот и солей.

Усвоение предложенного учебного материала будет способствовать формированию системы знаний о реакционной способности неорганических веществ, а также основных закономерностях протекания химических реакций. Авторы попытались максимально адаптировать учебный материал для иностранных студентов.

1. НОМЕНЛАТУРА И КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Бинарные соединения - это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух элементов. В формулах бинарных соединений на первом месте всегда помещается элемент с меньшей электроотрицательностью. Если бинарное соединение состоит из атомов металла и атомов неметалла, то на первом месте всегда стоит металл (как более электроположительный элемент). Для составления формул бинарных соединений, состоящих из атомов неметаллов, необходимо пользоваться международным рядом, в котором неметаллы расположены в порядке увеличения их электроотрицательности с учетом сложившейся традиции:

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

К бинарным соединениям относятся:

- гидриды (соединения с водородом);

- галиды (соединения с галогенами: фториды, хлориды, бромиды, иодиды, астатиды);

- оксиды (соединения с кислородом);

- сульфиды (соединения с серой);

- селениды (соединения с селеном);

- теллуриды (соединения с теллуром);

- нитриды (соединения с азотом);

- фосфиды (соединения с фосфором);

- арсениды (соединения с мышьяком);

- карбиды (соединения с углеродом);

- силициды (соединения с кремнием);

- бориды (соединения с бором).

Выделяют 4 класса сложных неорганических веществ: оксиды, кислоты, основания, соли.

1. Оксиды - это бинарные соединения атомов металлов или неметаллов с атомами кислорода.

При названии оксидов (как и всех бинарных соединений) в анионной части используют суффикс - ид. Для указания стехиометрических соотношений предлагаются два варианта: либо использовать приставки, образованные от греческих числительных, либо указывать степень окисления римскими цифрами в скобках (система Штока). Например:

N₂O - оксид диазота или оксид азота (I);

NO - монооксид азота или оксид азота (II);

NO₂ - диоксид азота или оксид азота (IV);

N₂O₅ - пентаоксид диазота или оксид азота (V).

Из приведенных примеров видно, что с использованием греческих числительных название звучит крайне непривычно, и поэтому вместо пентаоксид диазота и тому подобных, вероятно, лучше пользоваться названиями по системе Штока.

Классификацию оксидов можно представить в виде схемы:

ОКСИДЫ

СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ

Основные Амфотерные Кислотные

Несолеобразующие оксиды - это оксиды, которые не взаимодействуют ни с основаниями, ни с кислотами, и поэтому не образуют солей. К ним относятся: N₂O, NO, SiO, CO. Такие оксиды не имеют гидратов (водных соединений).

Солеобразующие оксиды - это оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или основаниями (или с теми и другими) образуют соли. Таким оксидам в качестве гидратов соответствуют основания, кислоты или амфотерные гидроксиды.

Основные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидратов (водных соединений) соответствуют основания, а при взаимодействии с кислотами они образуют соли. К ним относятся только оксиды металлов: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O, Fr₂O, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO, Cu₂O, Ag₂O, In₂O, PoO, Sc₂O₃, La₂O₃, TiO, HfO, CrO, MnO, FeO, CoO, NiO и др.

Химические свойства

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Na₂O + H₂O = 2NaOH;

CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O;

3K₂O + 2H₃PO₄ = 2K₃PO₄ + 3H₂O.

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль:

MgO + SO₂ = MgSO₃;

Sc₂O₃ + 3CO₂ = Sc₂(CO₃)₃.

4. Взаимодейстуют с амфотерными оксидами, образуя соль:

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂ (в расплаве);

ZnO + CaO = CaZnO₂ (в расплаве).

Кислотные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты, а при взаимодействии с основаниями они образуют соли. Кислотные свойства проявляют оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления. Например: B₂O₃, SiO₂, CO₂, As₂О₅, P₂O₃, P₂O₅, N₂O₃, N₂O₅, NO₂, SO₂, SO₃, CrO₃, MnO₃, Mn₂O₇ и др.

Химические свойства

1. Взаимодействуют с водой, образуя соответствующие кислоты:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃;

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃;

t

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄;

t

2H₃PO₄ = H₄P₂О₇ + H₂O.

2. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O;

P₂O₅ + 3Ca(OH)₂ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O.

3. Взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль:

CrO₃ + CaO = CaCrO₄;

CO₂ + Na₂O = Na₂CO₃.

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соль:

CO₂ + ZnO = ZnCO₃;

3SO₃ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃.

5. Взаимодействуют с солями, если в результате реакции выделяется газообразный оксид:

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂;

SO₃ + Na₂SO₃ = Na₂SO₄ + SO₂.

Амфотерные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют амфотерные гидроксиды. Они образуют соли при взаимодействии и с кислотами, и с основаниями. Амфотерные свойства проявляют только оксиды металлов. К ним относятся: ВеО, Аl₂O₃, GeO, GeO₂, SnO, SnO₂, PbO, PbO₂, Sb₂O₃, Sb₂O₅, Bi₂O₃, Bi₂O₅, ZnO, V₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, Fe₂O₃ и др.

Химические свойства

Амфотерность доказывается взаимодействием с кислотами и кислотными оксидами (основные свойства), с основаниями и основными оксидами (кислотные свойства).

1. Взаимодействуют с кислотами, проявляя основные свойства:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

сульфат алюминия.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, проявляя основные свойства:

Al₂O₃ + 3CO₂ = Al₂(CO₃)₃

карбонат алюминия.

3. Взаимодействуют с расплавами и растворами щелочей, проявляя кислотные свойства:

Al₂O₃ + 6NaOH = 2Na₃AlO₃ + 3H₂O (в расплаве)

ортоалюминат натрия;

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O (в расплаве)

метаалюминат натрия;

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] (в растворе)

гексагидроксоалюминат натрия;

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄] (в растворе)

тетрагидроксоалюминат натрия.

4. Взаимодействуют с основными оксидами, проявляя кислотные свойства:

Al₂O₃ + 3СаO = Са₃(AlO₃)₂

ортоалюминат кальция;

Al₂O₃ + СаО = Са(AlO₂)₂

метаалюминат кальция.

2. Кислоты - это сложные соединения, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это электролиты, которые в растворах и расплавах в качестве катионов образуют только катионы водорода Н⁺:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^- HClO₄ = H⁺ + ClO₄^-.

Кислоты характеризуются основностью. Основность определяется числом атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов в химических взаимодействиях. По основности кислоты делят на одноосновные (HCl, HNO₃, HClO₄, CH₃COOH и др.), двухосновные (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂SiO₃ и др.), трехосновные (H₃PO₄, H₃BO₃) и т.д.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₃ = H⁺ + HSO₃^- Н₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄^-

HSO₃^- = H⁺ + SO₃^2- H₂PO₄^- = H⁺ + HPO₄^2-

H₂PO₄^2- = H⁺ + PO₄^3-

Многоосновная кислота в химической реакции может проявлять себя как одноосновная. Например, серная кислота при взаимодействии с гидроксидом натрия может проявлять основность 2 и 1:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O,

двухосновная

H₂SO₄ + NaOH = NaНSO₄ + H₂O.

одноосновная

По наличию кислорода в своем составе кислоты делят на кислородсодержащие (H₃PO₄, HNO₃, CH₃COOH ) и бескислородные (HCl, HBr, H₂S).

Номенклатура кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Поэтому ряд названий (серная, азотная, фосфорная и др.) сохраняются и в современной номенклатуре ИЮПАК наряду с систематическими названиями.

Систематические названия становятся полезными тогда, когда речь идет о менее распространенных кислотах, особенно, образованных элементами с переменной степенью окисления. В этих случаях традиционные названия требуют запоминания относящихся к ним формул, в то время как из систематических названий формулу можно вывести. То же относится и к солям, менее распространенных кислот. Например, систематическими будут названия: H₂MnO₄ - тетраоксоманганат (VI) водорода; HMnO₄ - тетраоксоманганат (VII) водорода.

В случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы элементов), образующего кислоту, добавляют суффикс -о и слово водород с окончанием - ная и словом кислота. Например: HF - фтороводородная кислота, H₂S - сероводородная кислота, HCN - циановодородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления соответствует суффикс - н или - ов (HNO₃ - азотная кислота, H₂CrO₄ - хромовая кислота). По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: - овая, - ист, - оватистая (НСlO₃ - хлорноватая, HClO₂ - хлористая, HСlO - хлорноватистая). Если элемент образует кислоты только в 2-х степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс - ист (HNO₂ - азотистая).

Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, то название кислоты, содержащее наименьшее количество атомов кислорода снабжается приставкой - мета, а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода - приставкой - орто (HРO₃ - метафосфорная кислота, Н₃РО₄ - ортофосфорная кислота).

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед ее названием помещается числительная приставка дву-, ди- или пиро- (Н₄Р₂О₇ - двуфосфорная, дифосфорная или пирофосфорная кислота).

Кислоты, содержащие в своем составе группировку атомов -О-О- можно рассматривать как производные пероксида водорода - пероксокислоты (или надкислоты). Например, H₂SO₅ - пероксосерная кислота, HNO₄ - пероксоазотная кислота.

Порядок соединения атомов в молекуле отображают графические формулы:

Н₃РО₄ Н₂SO₄

Физические свойства. Большинство кислот - это бесцветные прозрачные жидкости, которые смешиваются с водой в любых соотношениях. Бывают также твердые кислоты (H₃PO₃, H₃BO₃, HIO₄) растворимые в воде. Нерастворимой в воде является кремниевая кислота (H₂SiO₃). Некоторые кислоты являются растворами газов в воде (HCl, H₂S). Растворы кислот кислые на вкус.

Химические свойства

1. Растворы кислот изменяют цвет индикаторов:

- лакмус (фиолетовый) в кислой среде красный;

- метилоранж (оранжевый) в кислой среде розовый (красный);

- фенолфталеин (бесцветный) в кислой среде бесцветный.

2. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO ₄ + 2H₂O,

2HNO₃+ Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:

2HNO₃ + CuO = Cu(NO₃)₂ + H₂O,

2H₃PO₄ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O.

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O,

6HCl + Al₂O₃ = 2AlCl₃ + 3H₂O.

5. Взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂,

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂.

Исключение составляют кислоты-окислители: HNO_3(разб), HNO_3(конц), H₂SO_4(конц). Свои окислительные свойства эти кислоты проявляют за счет центральных атомов, поэтому они могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода. Однако, в таких реакциях водород из кислот не выделяется:

Сu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

6. Взаимодействуют с солями (реакции обмена) если выполняется одно из условий реакций обмена (образуется осадок, слабый электролит, выделяется газ):

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2HCl,

2HCl + K₂CO₃ = 2KCl + H₂O + CO₂,

H₂SO_{4(раствор))}+ NaCl_{(раствор)} = реакция не идет,

H₂SO_4(конц)+ 2NaCl_(крист) = Na₂SO₄ + 2HCl.

7. Некоторые кислоты при нагревании, некоторые при комнатной температуре, разлагаются:

t

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O,

4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O.

С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие свойства кислот обусловлены наличием в растворах ионов Н⁺.

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃,

t

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующее растворение полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

H₂ + Cl₂ = 2HCl,

H₂ + S = H₂S.

3. Реакциями обмена соли с кислотой (если выполняется одно из условий реакций обмена):

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄v + 2HNO₃,

в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃v+ 2NaCl,

Na₂СO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂^+ H₂O.

3. Основания - сложные вещества, состоящие из атомов металла, соединенных с одной или несколькими гидроксильными группами ОН.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - это электролиты, диссоциирующие в водном растворе или расплаве с образованием отрицательных ионов одного типа - ОН^-:

КОН = К⁺ + ОН^-.

Основания характеризуются кислотностью, которая определяется числом групп ОН, участвующих в химических реакциях. По кислотности основания делят на однокислотные (LiOH, NаOH, КОН) и многокислотные (Са(ОН)₂, Fe(OH)₂). Однокислотные основания диссоциируют в одну ступень, двух- и более кислотные основания диссоциируют ступенчато:

Са(OH)₂ = СаOH⁺ + OH^-

СаOH⁺ = Са²⁺ + OH^-.

В принципе, любое многокислотное основание в химической реакции, может выступать как однокислотное:

Fe(OH)₃ + HCl = Fe(OH)₂Cl + H₂O.

Названия оснований образуются с помощью слова гидроксид и названия металла в родительном падеже: NaOH - гидроксид натрия, Ca(OH)₂ - гидроксид кальция. Если металл проявляет в своих соединениях переменную степень окисления, то в названии по системе Штока римской цифрой в скобках указывается степень окисления. Например, Fe(OH)₃ - гидроксид железа (III).

По растворимости в воде основания делят на растворимые в воде основания - щелочи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Cа(OH)₂, Sr(OH)₂, Ва(OH)₂, Ra(OH)₂) и труднорастворимые в воде (все остальные).

Физические свойства. Все основания при обычных условиях твердые вещества (кроме гидрата аммиака, который существует только в водном растворе), имеют разную окраску. Основания щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде (щелочи), остальные труднорастворимы в воде. Растворы щелочей мылкие на ощупь.

Графические формулы оснований

Na - O - H

Химические свойства

1. Растворы оснований изменяют окраску индикаторов:

- лакмус в щелочной среде синий,

- метилоранж в щелочной среде желтый,

- фенолфталеин в щелочной среде малиновый.

2. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

КОН + НСl = КСl + Н₂O,

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SО₄ + 2Н₂О.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃v + Н₂О,

2NаОН + SiO₂ = Na₂SiO₃ + Н₂О.

4. Расплавы и растворы щелочей взаимодействуют с амфотерными оксидами:

t

Са(ОН)_{2(крист.)} + ZnO = СаZnO₂ + Н₂О (расплав),

Са(ОН)₂ + ZnO + H₂O = Са[Zn(OН)₄] (раствор).

5. Расплавы и растворы щелочей реагируют с амфотерными гидроксидами:

t

3NаОН + Cr(OH)₃ = Na₃CrO₃+ 3H₂O (расплав),

t

NаОН + Cr(OH)₃ = NaCrO₂+ 2H₂O (расплав),

3NаОН + Cr(OH)₃ = Na₃[Cr(OH)₆] (раствор),

NаОН + Cr(OH)₃ = Na[Cr(OH)₄] (раствор).

6. Щелочи взаимодействуют с растворами солей если выполняется одно из условий реакций обмена:

2КОН + CuSO₄ = Cu(ОН)₂v + К₂SО₄,

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ v + 2NaOH.

7. Расплавы и растворы щелочей взаимодействуют с металлами, соединения которых амфотерны:

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂,

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂.

8. Основания при нагревании разлагаются (гидроксиды щелочных металлов, кроме LiОН, плавятся без разложения):

t

Cu(ОН)₂ = СuО + Н₂O,

t

2Fе(ОН)₃ = Fе₂O₃ + 3Н₂О.

С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие свойства растворов щелочей обусловлены наличием гидроксид-ионов ОН^-.

Особое место занимают амфотерные гидроксиды - это электролиты, которые в зависимости от условий могут диссоциировать по двум типам: основному и кислотному.

+2OH^- +2H⁺

2H⁺ + ZnO₂^2- = H₂ZnO₂ =Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^-

кислотный тип диссоциа- основный тип диссоциации в щелочной среде ции в кислой среде

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами с образованием солей.

1. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

хлорид цинка

2. При взаимодействии с растворами и расплавами щелочей проявляют кислотные свойства:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O (в расплаве)

цинкат натрия или диоксоцинкат натрия;

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] (в растворе)

тетрагидроксоцинкат натрия

Получение оснований

1. Получение щелочей:

а) взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂,

Сa + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂;

б) взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

Na₂O + H₂O = 2NaOH,

CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

2. Нерастворимые в воде основания получают взаимодействием щелочей с растворами солей:

2KOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + K₂SO₄,

2NaOH + FeCl₂ = Fe(OH)₂ + 2NaCl.

4. Соли - сложные вещества, которые являются продуктами полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металлов, а также продуктами полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.

СОЛИ

Средние Кислые Основные

Двойные Смешанные Комплексные

Средние соли - продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

сульфат натрия или тетраоксосульфат (VI) натрия.

С точки зрения теории электролитической диссоциации средние соли - это электролиты, которые диссоциируют в водных растворах или расплавах на катионы металла (или катион аммония) и анионы кислотного остатка:

Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2-,

Ca₃(PO₄)₂ = 3Ca²⁺ + 2PO₄^3-.

Названия солей тесно связаны с номенклатурой соответствующих кислот. Для солей распространенных кислот сохраняются традиционные названия: Na₂SO₄ - сульфат натрия (тетраоксосульфат (VI) натрия), KNO₃ - нитрат калия (триоксонитрат (V) калия), K₃PO₄ - ортофосфат калия (тетраоксофосфат (V) калия), K₂CO₃ - карбонат калия (триоксокарбонат (IV) калия), KMnO₄ - пермaнганат калия (тетраоксоманганат (VII) калия), Li₂CrO₄ - хромат лития (тетраоксохромат (VI) лития).

Для солей кислородсодержащих кислот хлора, иода и некоторых других кислот, в которых кислотообразуюший элемент проявляет переменную степень окисления, а также для солей полимерных и некоторых других более сложных кислот, в правилах ИЮПАК рекомендуется применять систематические названия (традиционные русские названия - в скобках): KClO - оксохлорат калия (гипохлорит калия), KClО₃ - триоксохлорат калия (хлорат калия), KСlO₄ - тетраоксохлорат калия (перхлорат калия), Na₆TeO₆ - гексаоксотеллурат гексанатрия (ортотеллурат натрия).

Графические формулы средних солей

Na₂CO₃ AlPO₄

NaNO₃ CaCl₂

Al₂(SO₄)₃ Ca₃(PO₄)₂

Химические свойствa

1. Взаимодействуют с кислотами, если выполняется одно из условий реакций обмена:

3CaCl₂ + 2Н₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂v + 6НCl,

AgNO₃ + НCl = AgClv + НNO₃.

2. Взаимодействуют со щелочами, если выполняется одно из условий реакций обмена:

Mg(NO₃)₂ + 2KOH = Mg(OH)₂v + 2KNO₃,

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄v + 2NaOH.

3. Взаимодействуют в растворах с солями, если выполняется одно из условий реакций обмена:

Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ = PbSO₄v + 2KNO₃,

CaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ = CaCO₃v + 2NH₄Cl.

4. Растворы солей взаимодействуют с более активными металлами, чем металл, входящий в состав соли (кроме щелочных и щелочноземельных металлов, так как в растворе они энергично взаимодействуют с водой):

FeCl₂ + Mg = Fev + MgCl₂,

CuSO₄ + Fe = Cuv + FeSO₄.

5. Взаимодействуют с кислотными оксидами, если в реакции выделяется газообразный оксид:

t

K₂CO₃ + SiO₂ = K₂SiO₃ + CO₂^,

t

CaSO₃ + SO₃ = CaSO₄ + SO₂^.

6. При нагревании большинство солей разлагается:

t

CaCO₃ = CaО + CO₂,

(карбонаты щелочных металлов, кроме карбоната лития, при нагревании плавятся без разложения);

t

CuSO₄ = CuO + SO₃

(сульфаты щелочных металлов при нагревании плавятся без разложения);

t

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂,

t

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂,

t

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂.

Кислые соли (гидросоли) - это продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле многоосновной кислоты на атомы металла (или аммонийную группу). Кислые соли образуются при избытке кислоты или кислотного оксида, которому соответствует многоосновная кислота.

Названия кислых солей образуются прибавлением приставки гидро- к названию соответствующей средней соли:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O,

гидросульфат натрия или тетраоксогидросульфат (VI) натрия;

Ca(OH)₂ + 2H₂CO₃ = Ca(HCO₃)₂ + 2H₂O,

гидрокарбонат кальция или триоксогидрокарбонат (IV) кальция;

Сa(OH)₂ + 2H₃PO₄ = Ca(H₂PO₄)₂ + 2H₂O,

дигидрофосфат кальция или тетраоксодигидрофосфат (V) кальция;

Сa(OH)₂ + H₃PO₄ = CaHPO₄ + 2H₂O.

гидрофосфат кальция или тетраоксогидрофосфат (V) кальция.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислые соли - это электролиты, которые в растворах и расплавах диссоциируют с образованием катионов металла и сложного аниона, при дальнейшей диссоциации которого образуются ионы Н⁺:

NaHСO₃ = Na⁺ + HСO₃^- (по типу сильного электролита);

HСO₃^- = H⁺ + СO₃^2- ( по типу слабого электролита);

Al(H₂PO₄)₃ = Al³⁺ + 3H₂PO₄^- (по типу сильного электролита);

3H₂PO₄^- = 3H⁺ + 3HPO₄^2-(по типу слабого электролита);

3HPO₄^2- = 3H⁺ + 3PO₄^3- (по типу слабого электролита).

Графические формулы кислых солей

NaHSO₄ CaHPO₄

Химические свойства

1. Кислые соли взаимодействуют с основаниями и превращаются в средние соли:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O,

Ca(H₂PO₄)₂ + 2Ca(OH)₂ = Ca₃(PO₄)₂ + 4H₂O,

2NaHCO₃ + Ba(OH)₂ = BaCO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O.

2. Кислые соли взаимодействуют с кислотами если:

а) образуется более летучая или слабая кислота:

NaHCO₃ + HCl = NaCl + CO₂^ + H₂O;

б) образуется более кислая соль:

Na₂HPO₄ + H₃PO₄ = 2NaH₂PO₄.

3. Кислые соли вступают в реакции обмена с другими солями, если выполняется одно из условий реакций обмена:

Ba(HCO)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaHCO₃.

Основные соли - это продукты неполного замещения гидроксогрупп в молекуле многокислотного основания на кислотный остаток. Основные соли образуются при избытке основания.

Названия основных солей образуются путем прибавления к названию соответствующей средней соли приставки гидроксо:

Ca(OH)₂ + HCl = CaOHCl + H₂O

хлорид гидроксокальция;

2Сr(OH)₃ + H₂SO₄ = (Cr(OH)₂)₂SO₄ + 2H₂O

сульфат дигидроксохрома (III) или тетраоксосульфат (VI) дигидроксохрома (III);

Сr(OH)₃ + H₂SO₄ = CrOHSO₄ +2H₂O

сульфат гидроксохрома (III) или тетраоксосульфат (VI) гидроксохрома (III).

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основные соли - это электролиты, которые диссоциируют на сложный катион и анион кислотного остатка. При дальнейшей диссоциации сложного катиона образуются гидроксид-ионы ОН^-:

FeOHCl = FeOH⁺ + Cl^- (по типу сильного электролита),

FeOH⁺ = Fe²⁺ + OH^- (по типу слабого электролита).

Графические формулы основных солей

(Cr(OH)₂)₂SO₄ CuOHNO₃

Химические свойства

1. Основные соли взаимодействуют с кислотами и превращаются в средние соли:

2CrOHSO₄ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ +2H₂O.

2. Основные соли взаимодействуют со щелочами, если:

а) образуется более основная соль:

2AlOHSO₄ + 2NaOH = (Al(OH)₂)₂SO₄ + Na₂SO₄,

б) образуется труднорастворимое основание:

MgOHCl + NaOH = Mg(OH)₂ + NaCl.

3. Основные соли вступают в реакции обмена с другими солями, если выполняется одно из условий реакций обмена:

(CaOH)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2CaOHCl.

Двойные соли - это сложные вещества, состоящие из атомов двух различных металлов и остатка одной кислоты. Например, KNaCl₂ (KCl•NaCl) - хлорид калия, натрия (сильвинит), KAl(SO₄)₂ - сульфат калия, алюминия.

При электролитической диссоциации двойные соли образуют катионы металлов и анионы кислотного остатка:

KAl(SO₄)₂ = K⁺+ Al³⁺ + 2SO₄^2- .

Смешанные соли - это сложные вещества, состоящие из атомов одного металла и остатков двух различных кислот. Например, Cа(ClO)Cl - хлорид, гипохлорит кальция.

При электролитической диссоциации смешанные соли образуют катионы металла и анионы кислотных остатков:

Cа(ClO)Cl = Cа²⁺ + ClO^- + Cl^-.

Комплексные соли - сложные вещества, содержащие в своем составе сложный комплексный ион, способный к самостоятельному существованию в водных растворах или расплавах. Например, Na₃[Al(OH)₆] - гексагидроксоалюминат натрия;

[Ag(NH₃)₂]Cl - хлориддиаммин серебра (I);

K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферрат (III) калия.

Строение комплексных соединений:

Na₃⁺ [Fe(CN)₆]³⁺

внешняя сфера внутренняя сфера координационное число

комплексообразователь лиганды

Суммарный заряд внутренней сферы (сумма заряда комплексообразователя и общего заряда лигандов) компенсируется зарядом внешней сферы.

Комплексообразование в большей степени характерно для переходных металлов, т.е. для d-элементов и почти не характерно для s-элементов.

Координационное число зависит от заряда комплексообразователя. В большинстве случаев сохраняется следующая зависимость:

Степень окисления комплексообразователя	+1	+2	+3	+4
Координационное число	2	4	6; 4	6; 8

При электролитической диссоциации в растворах или расплавах комплексные соли образуют комплексный ион и ион внешней сферы (по типу сильного электролита). Затем дальнейшей диссоциации подвергается комплексный ион (по типу слабого электролита).

Na₂[Zn(OH)₄] = 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

[Zn(OH)₄]^2- = Zn(OH)₃^- + OH^-

Zn(OH)₃^- = Zn(OH)₂ + OH^-

Zn(OH)₂ = ZnOH⁺ + OH^-

ZnOH⁺ = Zn²⁺ + OH^-.

Cуммарное уравнение процесса диссоциации комплексного иона:

[Zn(OH)₄]^2- = Zn²⁺+ 4ОН^-.

2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Химия - наука о веществах, их физических и химических свойствах, способах получения и закономерностях их превращений. В настоящее время известно более 400 тыс. неорганических и более 60 млн. органических соединений.

Строение веществ объясняется с позиций атомно-молекулярного учения.

Атомно-молекулярное учение - учение о строении веществ из атомов и молекул (основоположники: русский ученый М.В. Ломоносов и английский ученый Дж. Дальтон). Основные положения этого учения:

1. Все вещества состоят из молекул.

Молекула - наименьшая электронейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов.

Атом - наименьшая электронейтральная частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Различным элементам соответствуют различные атомы. Атомы и молекулы характеризуются массой, размером (радиусом) и химическими свойствами.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

4. Вещества делят на простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента (Cu, H₂, O₃, P₄, S₈). Сложные вещества состоят из атомов двух или более элементов (H₂O, HCl, NaOH, CuSO₄).

Аллотропия - существование одного элемента в виде нескольких простых веществ. Аллотропия может быть результатом образования молекул с различным числом атомов (например, кислород О₂ и озон О₃) или различных кристаллических форм (например, углерод образует графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен).

5. В химических реакциях (явлениях) молекулы разрушаются, атомы остаются неизменными. Атомы перегруппировываются в молекулы других веществ.

Физические явления - это любые изменения вещества, не приводящие к изменению состава и строения его молекул, Например, изменение агрегатного состояния веществ, хотя кристалл и газ, например, обладают различными физическими свойствами.

Химические явления или химические реакции - это явления или реакции, при которых из одних веществ образуются новые вещества. Химические реакции постоянно совершаются в живой и неживой природе. Процессы ржавления, горения, гниения представляют собой химические явления.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы атома изотопа ¹²C - основного изотопа природного углерода:

1 а.е.м = 1/12 • m_а (¹²C) = 1,66057•10^-24 г.

Относительная атомная масса (A_r) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома ¹²C.

Относительная молекулярная масса (M_r) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода ¹²C:

M_г = m /(1/12 m_а(¹²C)).

Количество вещества (n) - физико-химическая величина, которая показывает число частиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.) в веществе. Единицей количества вещества является моль.

Моль - это количество вещества, которое содержит столько частиц, сколько содержится атомов углерода в 12 г изотопа ¹²С.

Один моль любого вещества в любом агрегатном состоянии содержит 6,02•10²³ атомов, молекул или других структурных единиц. Это число называется постоянной Авогадро (N_A):

N_A = 6,02•10²³ моль^-1.

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (M).

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества:

M = m / n [г/моль].

Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г., А. Лавуазье, 1789 г.): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, происходит только их перегруппировка (т.е. химическое превращение - это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ образуются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна.

Закон постоянства состава веществ (Ж. Пруст, 1808 г): все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Закон Авогадро (1811 г.): в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.

Закон справедлив только для газообразных веществ.

1-е следствие из закона Авогадро: одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

При нормальных условиях (0°C = 273°К, 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 дм³.

Молярный объем газа - объем, который занимает 1 моль газа:

V_m = V / n [дм³/моль].

2-следствие из закона Авогадро: относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс:

D = M₁ / M₂.

Объединенный газовый закон - объединение трех независимых частных газовых законов: Гей-Люссака, Шарля, Бойля - Мариотта. Уравнение объединенного газового закона можно записать так:

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂.

Уравнение Менделеева - Клапейрона

Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Менделеева - Клапейрона:

РV = (m / M) RT,

где m - масса газа; M - молярная масса; Р - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж /моль•К).

3. СТРОЕНИЕ АТОМА

Большую роль в установлении сложной природы атома и расшифровке его структуры сыграло открытие и изучение радиоактивности (явление испускания некоторыми элементами излучения, способного проникать через вещества, ионизировать воздух, вызывать засвечивание фотографических пластинок). Впервые в 1896 г. радиоактивность обнаружена А. Беккерелем у соединений урана. Мария Склодовская-Кюри и Пьер Кюри обнаружили радиоактивность и у соединений тория, а в 1898 г. они открыли в составе урановых руд присутствие двух новых радиоактивных элементов - полония и радия. Опыты супругов Кюри показали, что атомы радия в процессе радиоактивного излучения распадаются, превращаясь в атомы других элементов, в частности, в атомы гелия. Впоследствии было установлено, что другим продуктом распада радия является инертный газ радон.

В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом состоит из положительного заряженного ядра и электронов. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911 г. предложил ядерную модель строения атома. Существенным шагом в развитии представлений о строении атома стала предложенная в 1913 г. Н. Бором теория, объединившая, по сути, ядерную модель атома с квантовой теорией света. Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде следующих постулатов:

1) электрон может вращаться вокруг ядра только по некоторым определенным (стационарным) круговым орбитам;

2) двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает и не поглощает электромагнитную энергию;

3) излучение энергии происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

В 1900 г. М. Планк предположил, что лучистая энергия испускается и поглощается телами не непрерывно, а дискретно. При этом, он определил энергию каждой такой порции как Е = h (уравнение Планка), где - частота излучения; h = 6,626•10^-34 Дж•с - постоянная Планка. Таким образом, согласно определению Планка, квант - это минимальная порция электромагнитного излучения с определенной частотой.

В 1905 г. А. Эйнштейн при изучении явления фотоэлектрического эффекта пришел к выводу, что электромагнитная энергия существует только в форме квантов, а излучение представляет собой поток неделимых материальных «частиц» - фотонов, энергия которых определяется уравнением Планка. Фотон является и частицей, и волной, т.е. ему свойственна корпускулярно-волновая двойственность.

Атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро имеет малый радиус и занимает незначительный объем атома. В ядре сосредоточена практически вся масса атома. В околоядерном пространстве движутся электроны.

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов в ядре атома элемента строго определено и равно порядковому номеру элемента в периодической системе (Z). Число нейтронов в ядре атомов одного и того же элемента может быть различным. Число нуклонов в ядре определяет массовое число атома:

А = Z + N.

Заряд ядра атома определяется числом протонов. Масса ядра определяется суммой протонов и нейтронов.

Изотопы - разновидности атомов одного химического элемента с разными массовыми числами. Они обладают ядрами с одинаковым числом протонов и различным числом нейтронов, имеют одинаковое строение электронных оболочек и занимают одно и то же место в периодической системе химических элементов.

Относительные атомные массы элементов, приводимые в периодической системе - есть средние массовые числа природных смесей изотопов с учетом их массовых долей в природе. Поэтому они отличаются от целочисленных значений. Например, природный таллий состоит из двух изотопов: ²⁰³Tl и ²⁰⁵Tl. Средняя атомная масса таллия равна:

A_r(Tl) = (0,295•203 + 0,705•205) = 204,41.

Изотопы водорода имеют специальные символы и названия:

H - протий: в ядре только 1 протон;

D - дейтерий: в ядре 1 протон и 1 нейтрон;

T - тритий: в ядре 1 протон и 2 нейтрона.

Химические свойства изотопов одного элемента одинаковы.

Радиоактивность - самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц, излучения или ядер (например, б-частиц, которые представляют собой ядра атома гелия).

Необходимым условием радиоактивности является его энергетическая выгодность, состоящая в удовлетворении условия:

М_{р. я} > ? М_{я. о} + М_ч,

где М_{р. я} - масса радиоактивного ядра; М_{я. о} - масса ядерных осколков, М_ч - масса частиц, вылетающих при радиоактивном распаде ядра.

Радиоактивность, проявляемая природными изотопами элементов, называется естественной радиоактивностью.

Период полураспада (Т_1/2) - время за которое распадается половина всех ядер данного изотопа.

Основные виды радиоактивного распада:

1. б-распад - испускание ядер атома гелия ⁴₂Не (б-частиц). При этом заряд Z исходного ядра уменьшается на 2 единицы (в единицах элементарного заряда), а массовое число А - на 4 единицы (в атомных единицах массы), т.е. образуется атом элемента, смещенного по периодической системе на две клетки к ее началу.

2. в^--распад - излучение ядром атома потока электронов. Электрон образуется при превращении нейтрона ядра в протон. При этом массовое число изотопа не изменяется, поскольку общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1. Химический элемент смещается в периодической системе на одну клетку к ее концу, а его массовое число не изменяется.

3. г-распад - испускание возбужденным ядром электромагнитного излучения с очень малой длиной волны и высокой частотой, которое обладает большой проникающей способностью. При этом энергия ядра уменьшается, массовое число и заряд остаются неизменными. Таким образом, новое ядро не образуется, а только лишь уменьшается уровень его энергии.

Ядерные реакции - превращения ядер, происходящие при их столкновении друг с другом или с элементарными частицами. Первая искусственная ядерная реакция была осуществлена Э. Резерфордом (1919 г.) при бомбардировке ядер азота б-частицами.

С помощью ядерных реакций были получены изотопы многих химических элементов и ядра трансурановых элементов.

Как уже отмечалось, большинство радиоактивных ядер в силу коротких периодов полураспада в природе не встречается. Долгоживущих изотопов известно около 20. Важнейшими из них являются ²³²₉₀Тh (T_1/2 =10¹⁰ лет), ²³⁸₉₂U (T_1/2 = 4,5•10⁹ лет), ²³⁵₉₂U (T_1/2 = 7,1•10⁸ лет), ⁴⁰₁₉K (T_1/2 = 1,4•10⁹ лет).

Электронное строение атомов

Состояние электрона в атоме характеризуется волновой функцией, являющейся решением волнового уравнения Шредингера. Из математического анализа уравнения вытекает дискретность значений энергии электрона, момента количества орбитального движения и проекции этого момента на выделенное в пространстве направление. Дискретность выражается квантовыми числами: главным - n, орбитальным - l, магнитным - m_l. Четвёртое квантовое число - m_s, называют спиновым. Волновая функция при определённых значениях трёх квантовых чисел (n, l, m_l) описывает состояние электрона, характеризующееся так называемой атомной орбиталью (АО).

Каждой АО соответствует область пространства определённого размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака. Электронное облако не имеет чётких границ, в связи с этим введено понятие граничная поверхность, т.е. поверхность с равной электронной плотностью, ограничивающая объём, который включает 90% заряда и массы электрона. Форма и размер граничной поверхности считается формой и размером электронного облака.

Основные положения квантовой механики

1. Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. электрон одновременно является и частицей, и волной.

2. Электрон не имеет определенной траектории движения, поэтому можно лишь говорить о вероятностном нахождении в околоядерном пространстве. Часть атомного пространства, в котором нахождение электрона наиболее вероятно (примерно 90%) называется атомной орбиталью.

...