· УДК 54(075.8) ББК 24я73. А 28. Рекомендовано к печати Научно-методическим советом Харьковского. националь

Министерство образования и науки Украины Харьковский национальный университет имени В. Н. Каразина

Н. В. Адонина, О. А Мещерякова, В. А. Шалаев

химия Учебное пособие для иностранных студентов

подготовительных факультетов

Харьков 2010

УДК 54(075.8) ББК 24я73 А 28

Рекомендовано к печати Научно-методическим советом Харьковского национального университета имени В. Н. Каразина

Протокол № от

Рецензенты: кандидат химических наук, доцент кафедры химии Харьковского национального педагогического университета

имени Г. С. Сковороды Святская Т. Н.; доктор химических наук, профессор кафедры химической метрологии Харьковского национального университета имени В. Н. Каразина Юрченко О. И.

А 28 Адонина Н. В., Мещерякова О. А., Шалаев В. А.. Химия: Учебное пособие для иностранных студентов подготовительных факультетов. – Х.: ХНУ имени В. Н. Каразина, 2010. – 99 с.

Содержание учебного пособия соответствует требованиям программы к

курсу «Химия» для подготовительных факультетов для иностранных студентов вузов Украины. Оно состоит из текстов, вопросов и заданий для самостоятельной работы, новых слов и словосочетаний. Тексты адаптированы для чтения и понимания иностранными студентами научного стиля речи.

Задания и поурочные новые слова будут способствовать лучшему запоминанию и изложению учебного материала на русском языке. Пособие предназначено подготовить студентов–иностранцев к слушанию лекций по химии на основных факультетах и к выполнению ими лабораторных работ.

УДК 54(075.8) ББК 24я73

Харьковский национальный университет

имени В. Н. Каразина, 2010 Адонина Н. В., Мещерякова О. А., Шалаев В. А., 2010

Дончик И. Н., макет обложки, 2010

Оглавление Раздел I. Основные понятия и законы химии

§ 1. Физические и химические явления § 2. Атомно-молекулярное учение § 3. Относительная атомная масса § 4. Химический элемент § 5. Химическая формула § 6. Закон постоянства состава вещества § 7. Химическое уравнение § 8. Закон сохранения массы веществ § 9. Валентность § 10. Степень окисления атома § 11. Моль § 12. Закон Авогадро. Молярный объем газов

Раздел II. Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева

§ 13. Периодическая система химических элементо § 14. Строение атома § 15. Электронные орбитали § 16. Электронная конфигурация атома

(Электронные формулы) § 17. Размеры и свойства атомов § 18. Периодический закон Д. И. Менделеева и строение атомов

Раздел III. Типы химической связи § 19. Химическая связь § 20. Ковалентная связь § 21. Донорно-акцепторная связь § 22. Гибридизация атомных орбиталей § 23. Ионная связь § 24. Металлическая связь § 25. Водородная связь § 26. Типы кристаллических решеток

Раздел IV. Классификация неорганических веществ § 27. Оксиды § 28. Основания § 29. Кислоты § 30. Соли § 31. Графические изображения формул неорганических веществ § 32. Связь между классами неорганических соединений

Раздел V. Химические реакции и закономерности их протекания § 33. Типы химических реакций § 34. Необратимые и обратимые реакции § 35. Окислительно-восстановительные реакции § 36. Тепловой эффект реакции

§ 37. Закон Гесса § 38. Кинетика химических реакций § 39. Химическое равновесие

Раздел VI. Растворы и электролитическая диссоциация § 40. Понятие о растворах § 41. Растворение § 42. Растворимость веществ § 43. Концентрации § 44. Электролитическая диссоциация § 45. Диссоциация кислот, оснований и солей в воде § 46. Степень электролитической диссоциации

Сильные и слабые электролиты § 47. Константа электролитической диссоциации § 48. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Водородный показатель рН. Индикаторы § 49. Ионные процессы Реакция ионного обмена в растворах электролита § 50. Гидролиз солей § 51. Электрохимические процессы Электродные потенциалы § 52. Гальванический элемент § 53. Электролиз § 54. Законы электролиза Раздел VII. Химические элементы и их соединения § 55. Металлы § 56. Сплавы § 57. Коррозия металлов § 58. Элементы первой группы § 59. Элементы второй группы § 60. Элементы третьей группы

Алюминий § 61. d - Елементи

Медь Хром Марганец Железо

§ 62. f - Элементы Лантаноиды Актиноиды

§ 63. Неметаллы § 64. Водород § 65. Элементы VI1 группы

Галогены § 66. Элементы VI группы

Кислород Сера

§ 67. Элементы V группы Азот Фосфор

§ 68. Элементы четвертой группы Углерод Кремний Раздел VIII. Химическая посуда

§ 69. Химическая посуда § 70. Техника безопасности в химической лаборатории Приложения

Раздел I. Основные понятия и законы химии

Химия – это наука о природе. Химия изучает химические элементы, химические вещества и химические явления. Химические явления важны в физических, биологических и геологических процессах. Химические явления – это основа жизни на Земле. Одежда обувь, посуда, лекарства – это практическое применение химии. Каждый день люди встречаются не только с химическими веществами, но и с химическими явлениями: когда умываются, пьют чай с лимоном, готовят еду, стирают. Химию нужно изучать для того, чтобы химические вещества и химические явления приносили человеку пользу.

Основная задача химии – изучение свойств известных веществ и получение новых веществ, которые нужны человеку.

§ 1. Химические и физические явления

Все изменения в природе называются явлениями. Различают явления физические и химические.

Явления, при которых состав молекулы вещества не изменяется, называются физическими. Например, вода при нагревании кипит и превращается в пар. При этом происходит изменение агрегатного состояния воды, а состав молекулы не изменяется.

Явления, при которых из одних веществ образуются другие, новые вещества, называются химическими явлениями. При химических явлениях происходит изменение состава молекулы вещества. Химические явления называют химическими реакциями. Они постоянно происходят в живой и неживой природе. Например, разложение мела при нагревании, получение оксида металла при взаимодействии металла с кислородом воздуха, горение бумаги.

Свойство вещества превращаться в другие вещества называют химическим свойством. Когда происходит химическая реакция, исчезают свойства одних веществ и появляются свойства других веществ. Изменение цвета вещества, вкуса, запаха, образование осадка и выделение газа — это признаки химических явлений или химических реакций.

Физические и химические явления часто происходят одновременно, и их называют физико-химическими явлениями. Например, растворение соли в воде.

Новые слова Химия, природа, элемент, вещество, польза, практический (-ая), (-ое),

применение, свойство, получение, изменяться, изменение, явление (-я), превращаться, превращение, реакция (-и), образование, горение, взаимодействие, осадок, растворение.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Что такое химия? 2. Что изучает химия? 3. Для чего нужно изучать химию? 4. Какая основная задача химии? 5. При каких явлениях образуются новые вещества? 6. Какие явления называются химическими? 7. Что называют химическими реакциями? 8. Какие свойства веществ называют химическими свойствами? 9. Какие признаки химических реакций вы знаете?

§ 2. Атомно-молекулярное учение

Все вещества состоят из атомов и молекул. Молекулы одного вещества одинаковые. Молекулы разных веществ имеют разный состав, разную массу, разные размеры и разные свойства.

В 1741 году великий русский ученый М. В. Ломоносов (1711–1765) создал теоретическую основу химии «Атомно-молекулярное учение».

1. Вещества состоят из молекул. Молекула — это наименьшая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом — это наименьшая частица химического элемента, которая сохраняет его химические свойства.

3. Молекулы и атомы находятся в движении. 4. Молекулы и атомы имеют массу и размер.

Размеры атомов и молекул выражают в ангстремах (Å), 1Å = 10-8 см.=10-10м. (читать: десять в минус десятой степени метра)

Массу атомов и молекул выражают в килограммах (абсолютная масса) и в атомных единицах массы (относительная масса).

Новые слова и словосочетания

Атом (-ы), великий, ученый, создать, теоретический, частица (-ы), выражать, абсолютная масса, относительная масса, атомная единица массы.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Что создал Ломоносов? 2. Из чего состоят вещества? Какие вещества вы знаете? 3. Что такое молекула? 4. Из чего состоят молекулы? 5. Какие размеры имеют атомы и молекулы?

§ 3. Относительная атомная масса Масса атома очень маленькая величина. Например, масса атома

водорода 0,00000000000000000000000000167кг или 1,67∙10-27кг (читать: одна целая шестьдесят семь сотых, умножить на десять в минус двадцать седьмой степени килограмма). Это абсолютная масса атома водорода. Пользоваться такой величиной для расчетов сложно.

Химики используют относительную атомную массу элемента (Аr) (А от слова атомная, r – от латинского слова «relativus» относительный).

Относительная атомная масса – это величина, которая показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 массы атома углерода. 1/12 массы атома углерода равна 1,6∙10-27кг и называется атомной единицей массы (а.е.м.). Аr выражают только числом. Относительные атомные массы химических элементов даны в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Относительная молекулярная масса – это величина, которая показывает, во сколько раз масса молекулы вещества больше 1/12 массы атома углерода.

Относительная молекулярная масса (Мr) равна сумме относительных атомных масс химических элементов, которые входят в состав молекулы вещества:

Мr = ΣАr Пример: Mr (Na2SO4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(О) = 2⋅23+ 32+ 4 ⋅16= 142.

Новые слова и словосочетания Период, периодический, периодическая система, химический элемент,

пользоваться, использовать, показывать. Вопросы и задания для самостоятельной работы

1. Что такое атом? 2. Что называют относительной атомной массой? 3. Найти относительную атомную массу Аr (Са). 4. Посчитать относительную молекулярную массу Мr (СаСО3).

§ 4. Химический элемент Химический элемент — это один вид атомов. Сейчас известно 124

химических элементов. Из них в природе существуют 88 элементов, остальные получены учеными в лабораториях. Все химические элементы расположены в таблице, которая называется «Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева». Эту таблицу создал великий русский ученый Д. И. Менделеев в 1869году. Каждый химический элемент имеет порядковый номер, символ, относительную атомную массу, название.

Символами химических элементов пользуются с 1814 года и по настоящее

время во всех странах. Каждый химический элемент обозначают одной или двумя буквами их латинского названия. Например, кислород обозначают буквой О от Oxyqenium, железо Fe от слова Ferrum. Для изучения химии необходимо

Порядковый номер

Символ элемента

Относительная атомная масса

Русское название элемента

запомнить символы химических элементов, научится их писать и произносить, знать, какие элементы они обозначают.

Таблица 1. Наиболее употребляемые химические элементы

Новые слова Порядок, порядковый, символ (-ы), система, железо, необходимо,

употреблять, употребляемый, лаборатория, водород, углерод, азот, кислород, натрий, магний, алюминий, фосфор, сера, хлор, кальций, марганец, калий, железо, медь, цинк, бром, йод.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Какой символ имеет элемент водород? 2. Какой элемент имеет символ Сu? 3. Какой элемент имеет номер 7? 4. Какой номер имеет натрий?

Номер элемента

Химический символ

Как читать химический символ

Русское название элемента

Атомная масса

1 H аш водород 1 6 C це

углерод 12

7 N эн азот 14 8 О о кислород 16 11 Na натрий натрий 23

12 Mg магний магний 24

13 Al алюминий алюминий 27

15 Р пэ фосфор 31

16 S эс сера 32 17 Сl хлор хлор 35,5

20 Са кальций кальций 40

19 К калий калий 39

25 Мп марганец марганец 55

26 Fe феррум железо 56

29 Си купрум медь 64

30 Zn цинк цинк 65

35 Вг бром бром 80

53 I йод йод 127

5. Как читается химический знак железа? 6. Какую относительную атомную массу имеет кислород?

§ 5. Химическая формула Химическая формула — это изображение состава молекулы вещества

при помощи химических символов и индексов. Формула показывает качественный и количественный состав молекулы

вещества. Качественный состав показывает, из каких химических элементов состоит молекула вещества. Количественный состав показывает число атомов данного элемента в молекуле вещества. Например, химическая формула молекулы серной кислоты: H2SO4. Качественный состав: молекула состоит из трех элементов (водорода, серы и кислорода). Количественный состав: в молекуле содержатся два атома водорода, один атом серы и четыре атома кислорода.

Маленькие цифры справа внизу после химического символа (2, 4) называют индексами. Индекс показывает количество атомов данного элемента в молекуле вещества.

Химические формулы веществ читают так: Н2О— аш-два-о; H2SO4 — аш-два-эс-о-четыре; КNO3 —калий-эн-о-три; Сu(ОН)2— купрум-о-аш-дважды.

Чтобы обозначить несколько молекул, перед формулой вещества ставят коэффициент. Коэффициент – это число, которое записывают перед формулой, оно обозначает количество молекул данного вещества или количество отдельных атомов, например: 2Н – два атома водорода, 3Н2 – три молекулы водорода.

По формуле можно определить массовую часть (массовую долю) каждого элемента или процентный состав вещества, а по процентному составу — найти формулу вещества. Массовая доля элемента – это отношение его массы к общей массе вещества, в состав которого он входит. Чтобы определить процентный состав вещества, молекулярную массу принимают за 100%, а массу каждого элемента рассчитывают пропорционально.

В формулах массовую часть вещества обозначают буквой w (читать: вэ). Пример 1. Определить массовую часть и процентный состав каждого

элемента в гидроксиде алюминия Аl(ОН)3.

Дано: Аl(ОН)3 Решение Ar

Mrnw = ,

Аr (О) =16 n – число атомов каждого элемента, Аr (Н) =1 Ar – относительная атомная масса элемента, Аr (Al) =27 Mr – относительная молекулярная масса вещества Аl(ОН)3, w О -? w Аl -? Mr =27 + (16+1)78=3׳,

w Н -? 27(Àl) = 0.34 èëè 34%78

w = , 48(O) = 0.62 èëè 62%78

w = ,

3(H) = 0.04 èëè 4%

78w = .

Ответ: w (Аl)= 0,34, w (О)= 0,62, w (Н)= 0,04.

Пример 2. Вещество имеет состав: 30,4% азота и 69,6% кислорода. Молекулярная масса вещества 46. Найти формулу вещества. Дано: Решение N – 30,4% Формула вещества NхОy. О – 69,6% Атомная масса азота равна 14, масса азота в веществе 14х. Mr (NхОy) =46 Атомная масса кислорода равна 16, масса кислорода в веществе равна 16 y.

Найти формулу 14х : 16y = 30,4% : 69,6% 30,4 69,6õ : y : 14 16

=

вещества. х : y = 2,17 : 4,35 = 1 : 2 Простейшая формула N1О2 или NО2. Mr (NО2) = 46, что соответствует условию задачи. Ответ: формула вещества NО2.


Качественный, количественный, массовая часть, процентный состав, серная кислота, индекс, коэффициент, гидроксид, часть, доля, массовая доля.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. В каком веществе (FeS2, Fe3О4, Fe2О3) массовая часть железа равна 70%? 2. Найти массовое отношение элементов в веществе Н2О. 3. Что называют массовой долей элемента?

§ 6. Закон постоянства состава вещества Вещество имеет постоянный качественный и количественный состав

независимо от способов его получения. Например, углекислый газ можно получить следующими способами:

1) СаСО3 = СаО + СО2↑ – реакция разложения; 2) С + О2 = СО2↑ – реакция соединения;

3) 2СН3ОН + ЗО2 = 2СО2↑ + 4Н2О – реакция замещения. Пример показывает, что молекула углекислого газа СО2 всегда состоит из

одного атома углерода и двух атомов кислорода. Качественный и количественный состав молекулы углекислого газа постоянный и не зависит от способа получения.

Закон постоянства состава вещества открыл французский ученый Пруст в 1808 году.

Новые слова и словосочетания Постоянный, постоянство, реакция разложения, реакция соединения,

реакция замещения. Вопросы и задания для самостоятельной работы

1. Сформулируйте закон постоянства состава вещества. 2. Какие способы получения углекислого газа вы знаете? 3. Кто открыл закон постоянства состава вещества? 4. Из чего состоит молекула углекислого газа?

§ 7. Химическое уравнение Химическое уравнение — это изображение химической реакции при помощи

химических символов и цифр, например:

CаCl2 + 2КOH = Cа(OH)2 + 2КCl

исходные вещества продукты реакции

Уравнение химической реакции

Уравнение химической реакции читают так: кальций-хлор-два плюс два калий-о-аш равно кальций-о-аш-дважды плюс два калий-хлор.

Уравнение химической реакции состоит из двух частей (левой и правой), которые соединяются знаком равенства. В левой части пишут формулы веществ, которые вступают в реакцию (исходные вещества). В правой части — формулы веществ, которые получают в результате реакции (продукты реакции). Число атомов каждого элемента в левой и в правой части уравнения должно быть одинаковым. Если число атомов элементов в левой и правой части уравнения неодинаково, то их уравнивают при помощи коэффициентов. В уравнении реакции коэффициенты показывают соотношения масс реагирующих веществ, а для газов также объемные соотношения между ними. По химическим формулам и уравнениям можно производить различные расчеты.

Если написаны только формулы веществ и стрелка (→) указывает направление реакции, а число атомов элементов в левой и правой части уравнения неодинаково – это схема реакции, например:

MgO + НС1 → MgCl2 + Н2О.

Схема реакции Схему реакции читают так: магний-о плюс аш-хлор получаем магний-хлор-

два плюс аш-два-о. Новые слова

Изображение, результат, исходные вещества, реакция, продукты реакции, схема реакции, реагирующие вещества.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Что изображает химическое уравнение? 2. Чем отличается химическое уравнение от схемы реакции? 3. Что показывают коэффициенты в химической реакции?

§ 8. Закон сохранения массы веществ

В 1748 году М. В. Ломоносов открыл закон сохранения массы веществ. Масса исходных веществ равна массе продуктов реакции. Этот закон является основным законом химии.

Пример. Сравнить массу исходных веществ и массу продуктов реакции в данном уравнении

CаSO4 + 2КOH = Са(ОН)2 + К2SO4. Масса исходных веществ CаSO4 + 2КOH равна Мr (CаSO4) + 2 Мr(КOH)= 40 + 32 + 4⋅16 + 2⋅(39 +16 +1) =248.

Масса продуктов реакции Cа(OH)2 + К2SО4 равна Мr Cа(OН)2 + Мr(К2SО4)= 40 + 2⋅(16 + 1) + 2⋅39 + 32 + 4⋅16 = 248. Ответ: массы равны между собой и равны 248.

При химических реакциях количество атомов не изменяется. Атомы имеют постоянную массу, поэтому масса продуктов реакции равна массе исходных веществ.

Вопросы и задания для самостоятельной работы

1. Сформулируйте закон сохранения массы веществ. 2. Посчитайте молекулярные массы веществ CaCO3 и Zn3(PO4)2. 2. Что изменяется при химических реакциях: молекула или атом? 3. При химических реакциях может измениться число атомов?

§ 9. Валентность Валентность — это свойство атомов данного химического элемента

присоединять определенное число атомов других элементов. Количественно валентность определяют числом общих электронных пар, которые связывают атом данного химического элемента с другими атомами. Атом водорода во всех соединениях одновалентный. Валентность обозначают римской цифрой над символом элемента. Валентность не имеет знака и не может быть равна нулю. Ι В молекуле Cl2 одна электронная пара Cl:Cl, валентность хлора Cl.

В молекулах из двух элементов, произведение валентности на число атомов одного элемента равно произведению валентности на число атомов другого элемента. Ι ΙΙ ΙΙΙ Ι VΙ ΙΙ Пример: К2O (I⋅2 = 2⋅1); N H3 (3 ⋅1=3⋅1) S O3 (6⋅1 = 2⋅3).

Таблица 2. Валентности некоторых элементов Валентность Химический элемент Формула соединения

(примеры)

Ι ΙΙ ΙΙΙ

Валентность постоянная Н, Li, K, Na

О, Са, Ва, Mq, Zn Al

H2O, Na2O, KCl CaO, MqO, BaCl2

Al2O3

Ι, ΙΙ ΙΙ, ΙΙΙ ΙΙ, ΙV

ΙΙΙ, V ΙΙ, ΙΙΙ, V ΙΙ, ΙV, VΙ

Валентность переменная Cu

Fe, Co, Ni C, Sn, Pb

P Cr S

Cu2O, CuO FeO, Fe2O3

CO, CO2, SnO,SnO2 PH3, P2O5

CrO,Cr2O3, CrO3

H2S, SO2, SO3

Валентность помогает составлять химические формулы веществ. Например, валентность фосфора V, а кислорода ΙΙ, формула соединения Р2О5.

В названиях веществ, образованных элементами с переменной валентностью, в скобках указывают римской цифрой валентность этого элемента в данном соединении.

Fe2O3 – оксид железа (ΙΙΙ) (читать: оксид железа трехвалентного), FeCl2 – хлорид железа (ΙΙ) (читать: хлорид железа двухвалентного).

§ 10. Степень окисления атома Степень окисления атома – это заряд атома, если считать, что

молекула состоит из ионов. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю, потому что

электронные пары располагаются симметрично и в одинаковой степени принадлежат обоим атомам у N 2

0, Сl20, O2

0 или остаются у атома Fe0, Al0, Cu0. Степень окисления атома в сложном веществе равна числу электронов,

которые смещаются от данного атома к другим, или от других атомом к данному при образовании химических связей, например: N-3H3

+1 H2+1S-2 .

Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, например: К+1Мп+7Оч

-2

1 + 7 + (-2) 4 = 0. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, в которой он

находится. Например: высшая степень окисления для хлора +7 (НСlОч). Низшая степень окисления элемента равна числу электронов, которые он принимает от других атомов. Низшая степень окисления хлора равна (-1).

Металлические элементы проявляют только положительные степени окисления. Например, марганец проявляет степени окисления +2, +4, +6, +7.

Неметаллические элементы проявляют отрицательные и положительные степени окисления. Например, азот проявляет степени окисления -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Валентность и степень окисления не всегда имеют одинаковые значения.

Новые слова и словосочетания Валентность, одновалентный, электронные пары, двухвалентный,

симметричный, присоединять, степень окисления, условный заряд, металлический, неметаллический, высшая степень окисления, низшая степень окисления.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Что такое валентность? 2. Чем определяется валентность элементов? 3. Определить степень окисления каждого элемента в соединениях: H2, Ca3(PO4)2, N2O5, FeS, K2Cr2O7, CrO3. 4. Какие степени окисления проявляют металлические элементы?

§ 11. Моль Моль — это количество вещества, которое содержит 6,02·1023

молекул. Число NA = 6,02∙1023 называется числом Авогадро в честь итальянского ученого Амедео Авогадро, который определил это число в 1811 году. Определенному количеству вещества соответствует определенная масса. Отношение массы вещества m к его количеству v называется молярной массой вещества M

М = m/v (г/моль, кг/моль) (читать: эм равно эм малое деленное на ню грамм в моле)

Числовое значение молярной массы вещества равно его молекулярной массе Мr Пример: 1 моль Н2О = 18г, содержит 6,02∙1023 молекул;

1 моль СаО = 56г, содержит 6,02∙1023 молекул; 1 моль СО2 = 44г, содержит 6,02∙1023 молекул.

Обратите внимание! молекулярная масса вещества Мr молярная масса вещества M (г/моль, кг/моль) Моль в химии применяют для количественных расчетов. Пример 1. Сколько молекул содержится в воде массой 90г? Сколько атомов всех элементов содержится в воде массой 90г? Дано: Решение m (Н2О) = 90г 1) М = m/v, v = m / М, NA = 6,02-1023 v(Н2О) = 90г/ 18г/моль = 5 молей. NН2О -? NН2О = NА v, NН2О = 6,02∙1023 1023∙30,1 = 5׳ NН+О -? 2) В одной молекуле воды содержится один атом кислорода и

два атома водорода. В 30,1∙1023 молекулах воды содержится 30,1∙1023 атомов кислорода и (2 ∙30,1∙1023)= 60,1∙1023 атомов водорода. Всего 90,12∙1023 атомов. Ответ. В воде массой 90г содержится 30,1∙1023 молекул воды и 90,12∙1023 атомов всех элементов.


Моль, молярная масса, количество вещества, количественный, содержать, содержаться.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Какое количество вещества составляет кусочек мела СаСО3 массой 15г? Сколько молекул в нем находится? 2. Сколько молекул находится в 0.5 литрах воды? Плотность воды равна 1 (ρ=1). 3. Сколько молекул содержит один моль углекислого газа? 4. Как называется число NA = 6,02 ∙1023 ? 5. Кто первым определил число NA = 6,02 ∙1023?

§ 12. Закон Авогадро. Молярный объем газов Газ состоит из молекул. Расстояние между молекулами во много раз

больше самих молекул. Объем газов определяется числом молекул и расстоянием между ними. При одинаковом давлении и одинаковой температуре расстояние между молекулами различных газов одинаковое. Поэтому в равных объемах различных газов будет одинаковое число молекул.

Закон Авогадро: Равные объёмы различных газов при одинаковых физических условиях

содержат одинаковое количество молекул. Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4

литра и содержит 6,02·1023 молекул. Нормальные условия (н.у.) – это температура 0°С или 273оК и давление

одна атмосфера = 760мм рт. ст. (миллиметров ртутного столба) = 101,3кПа (килопаскалей).

Объем вещества можно вычислить по формуле V = m/ρ,

где V — объем; т — масса; ρ — плотность. Плотность газа (ρ) – это отношение массы (m) к объему газа (V).

ρ = m/V Плотность твердого вещества выражают в г/см3, жидкого вещества — в г/мл, газа — в г/л. В системе СИ плотность твердого вещества выражают в кг/м3, жидкого вещества — в кг/л, газа — в кг/л.

Относительная плотность газа (D) показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого газа. Она равна отношению молярной массы одного газа к молярной массе другого газа.

Относительную плотность газа определяют по водороду (Dн2) и по воздуху (Dвозд.).

Мr H2 = 2, тогда DH2 = М/2. Воздух – смесь газов. Он содержит 75,5% N2, 23,1% O2 и 4% других газов (по массе).

Мr воздуха ≈ 29, DB03Д. = D/29. Относительную плотность газа используют для определения молекулярной

массы газа: М =2DH2 ИЛИ М =29 DB03Д.

Если известна масса (т) определенного объема (V) газа, то молярную массу можно определить по формуле

М = m/v , где v= V/ V т.

mVMV

m= .

Пример 1. Газ массой 4,2г занимает объем 3л (н.у.). Определить относительную молекулярную массу этого газа.

Дано: Решение V=3л, m = 4,2г Мr = m Vт / V , 22, 4 4, 2Mr 32

3⋅

= = .

V т = 22,4л/ моль Мr – ? Ответ: Мr = 32г/моль.

Пример 2. Вычислить объем водорода, который нужно взять для

восстановления меди массой 128г из оксида меди (11). Дано: Решение M(СuО) = 128г Запишем уравнение реакции СuО + Н2 = Сu + Н2О 1моль 1моль V т (Н2) = 22,4л/ моль V (Н2) – ? М(Сu) = 64г/моль Из уравнения реакции видно, что Н2 объемом 22,4л восстанавливает 64г Сu, а для восстановления 128г Сu нужно х л Н2

х л 128г СuО + Н2 = Сu + Н2О 22,4л 64г

22,4л : х л = 64г : 128г х = 44,8 л (Н2) Ответ: V (Н2) = 44,8л.


Одинаковый, давление, атмосфера, миллиметры ртутного столба, килопаскали, объем, плотность, относительная плотность газа, восстановление, оксид, литр, грамм.

Вопросы и задания для самостоятельной работы. 1. Найти относительную молекулярную массу газа, если его плотность по водороду равна 22. 2. Какой объем водорода (н.у.) можно получить, при взаимодействии соляной кислоты НСl и цинка массой 16,35г? 3. Сколько молекул воздуха находится в аудитории обьемом100м3?

II. Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева

§ 13. Периодическая система химических элементов. В 1869 году Д. И. Менделеев открыл периодический закон и создал

периодическую систему химических элементов. Каждый элемент в таблице имеет символ, русское название, номер, атомную массу и электронную конфигурацию.

В периодической системе семь периодов. Первый, второй и третий периоды – это малые периоды. Четвёртый, пятый и шестой – это большие периоды, седьмой период незаконченный.

Лантаноиды (14 элементов) входят в состав шестого периода, актиноиды (14 элементов) входят в состав седьмого периода.

В периодической системе восемь групп. Каждая группа состоит из главной подгруппы и побочной подгруппы.

Имеется и другой вид периодической системы – «длинная форма», которой пользуются в Китае и в арабских странах. В длинной форме 16 групп – 8 главных и 8 побочных, которые обозначаются буквами А и Б. Большие периоды, как и малые, занимают только одну горизонталь. Слева располагаются s–элементы, справа p–элементы, среднюю часть больших периодов заполняют d–элементы.

f–элементы (лантаноиды и актиноиды) и в короткой и в длинной форме периодической системы располагают в отдельных строках под таблицей.


Конфигурация, электронная конфигурация, форма, главный, заполнять, лантаноиды, актиноиды, подгруппа, побочная подгрупп, горизонталь, относиться, слева, справа, заполнять, располагать.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. В каком году Менделеев создал периодическую систему элементов? 2. Сколько периодов в периодической системе элементов? 3. Сколько групп в периодической системе элементов? 4. В состав какого периода входят лантаноиды? 5. Сколько элементов относятся к актиноидам?

§ 14. Строение атома Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Атом

состоит из ядра и электронов. Ядро находится в центре атома, электроны движутся вокруг ядра. Заряд

ядра равен номеру элемента. Ядро имеет положительный заряд. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Протон имеет положительный заряд +1 и массу 1а.е.м. (одна атомная единица массы). Обозначается протон символом р (читать: пэ). Число протонов в ядре равно номеру элемента, поэтому порядковый номер элемента называют его протонным числом

Нейтрон не имеет заряда. Масса нейтрона равна I а.е.м. Обозначается нейтрон символом n (читать: эн).

Сумма протонов и нейтронов в ядре определяет массу атома и называется

нуклонным числом (массовым числом) нуклонное число→23Na протонное число→11Na Верхняя цифра перед символом атома обозначает его массу, нижняя – заряд

его ядра. Электрон имеет отрицательный заряд (-1). Число электронов в атоме равно

номеру элемента. Масса электрона равна 1/1836 а.е.м. Обозначается электрон символом е.

Атомы одного элемента могут иметь разное массовое число. Например, элемент хлор состоит из атомов с массовым числом 35 – 77,35% и 37 – 22,65%,

35Cl – 77,35%, 37Cl – 22,65%. Относительная атомная масса хлора, которая приведена в таблице, равна

35,453. Это среднее арифметическое масс атомов его изотопов. Атомы одного элемента с разным массовым числом – это изотопы

(нуклиды). Многие элементы в природе имеют изотопы. У водорода три природных изотопа и они имеют свои названия: 1Н – водород, 2Н (D) – дейтерий, 3Н (Т) – тритий и четыре искусственных изотопа водорода получены в лаборатории. Натрий, алюминий, фтор не имеют изотопов.


Ядро, электрон, протон, протонное число, нейтрон, нуклонное число, массовое число, изотопы, дейтерий, тритий, лаборатория, искусственный.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Сколько электронов, протонов и нейтронов имеет атом железа? 2. Какой состав имеет ядро натрия? 3. Какие изотопы водорода вы знаете?

§ 15. Электронные орбитали

Каждый электрон вращается вокруг ядра на определенном расстоянии от него и по определенной траектории. Пространство, в котором нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком или орбиталью. Орбитали имеют разные размеры, форму и расположение в пространстве.

Электрон характеризуют четыре квантовых числа. Главное квантовое число п. Оно характеризует энергетический уровень

электрона: 1(К), 2(L), 3(М), 4(N), 5(O), б(Р), 7(R). Последний энергетический уровень для электронов данного атома равен номеру периода в таблице, где находится элемент.

Электроны с п=1 образуют ближайший к ядру атома электронный уровень. Электроны с п=2 образуют второй от ядра атома электронный уровень и т.д.

Орбитальное квантовое число l. Оно характеризует форму электронной орбитали. Известно четыре энергетических подуровня: s, p, d, f. s-орбиталь имеет форму шара. р-орбиталь имеет форму гантели, d- и f-орбитали имеют более сложные формы.. Первому энергетическому уровню п=1 соответствует один подуровень s. Второму энергетическому уровню п=2 соответствует два подуровня s и р. Третьему энергетическому уровню п=3 соответствует три подуровня s, р и d.

Четвертому энергетическому уровню п=4 соответствует четыре подуровня s, р, d и f. Энергия электрона зависит от значения главного квантового числа п и от значения орбитального кантового числа l. Энергия электрона определяется суммой значений главного и орбитального квантовых чисел п + l. Электроны с одинаковым значением п, но разным значением l отличаются запасом энергии.

Магнитное квантовое число тl. (читать: эм эл). Оно характеризует положение в пространстве электронной орбитали и число орбиталей на подуровне.

Например: s-орбиталь имеет одинаковую ориентацию относительно трех осей координат (одна квантовая ячейка), р-орбиталь имеет три квантовые ячейки, могут быть рх, рy и pz орбитали, d-орбиталь имеет пять квантовых ячеек и f- орбиталь – семь квантовых ячеек.

Спиновое квантовое число ms (читать: эм эс). Оно характеризует спин электрона. Спин показывает направление вращения электрона вокруг своей оси. Спин может быть положительным или отрицательным. Его обозначают стрелкой ↑ или ↓

Рис 1. Изображение электронных орбиталей

s-орбиталь

р-орбиталь

d-орбиталь

f-орбиталь

Новые слова и словосочетания Уровень, подуровень, квант, квантовое число, облако, орбиталь,

электронная орбиталь, вероятность, ориентация, спин, гантель, вращение, траектория, пространство.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Что характеризует главное квантовое число? 2. Как обозначаются значения орбитального квантового числа? 3. Что характеризует спиновое квантовое число? 4. Сколько квантовых ячеек имеет d-облако?

§ 16. Электронная конфигурация атома. (Электронные формулы)

Распределение электронов в атоме можно записать с помощью электронной формулы. Чтобы написать электронную формулу надо знать

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех квантовых чисел. В одной квантовой ячейке может быть не более двух электронов и эти электроны имеют противоположные спины

2. Правило Хунда (Гунда). Суммарный спин электронов в подуровне должен быть максимальным. Заполнение ячеек на подуровне происходит вначале по одному электрону. Когда не остается свободных ячеек, идет заполнение ячеек по второму электрону с противоположным спином. Например, при заполнении 2р-подуровня атома углерода возможны два варианта:

1. ↓↑ ↓↑ ↓↑ − − 2. ↓↑ ↓↑ ↑ ↑ − 1s2 2s2 2p2 , 1s2 2s2 2p2 .

«−» обозначает пустую вакантную ячейку 3. Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют сначала

подуровень с наименьшей энергией. Порядок заполнения подуровней:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10 7p2

В этой формуле большие цифры обозначают главные квантовые числа электронов, буквы обозначают орбитальные квантовые числа, маленькие цифры обозначают количество электронов на подуровне. Сумма маленьких цифр должна быть равной общему количеству электронов в атоме и порядковому номеру элемента. Пример. Написать электронную конфигурацию атома Аl.

13Al = 1s22s22p63s23p1 – это электронная конфигурация Аl. Во многих издания «Периодической системы химических элементов Д. М.

Менделеева» указаны и электронные конфигурации атомов, это дает более полную информацию о химических свойствах элемента.


Принцип, вакансия, вакантный, электронная формула, порядок заполнения, вариант, информация.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Написать электронные конфигурации атомов Са, О, Р, Ва. 2. Сколько электронов может быть в одной квантовой ячейке? 3. Сформулируйте принцип Паули. 4. Сформулируйте правило Хунда.

§ 17. Размеры и свойства атомов

Размеры и свойства атомов связаны с их положением в периодической системе.

1. В главной подгруппе размеры атомов увеличиваются, потому что увеличивается число электронных слоев.

2. В периоде размеры атомов уменьшаются слева направо, потому что увеличивается заряд ядра, который сильно притягивает электроны.

3. Металлические (восстановительные) свойства атомов – это свойства атомов отдавать электроны. Чем больше размер атома, тем сильнее его металлические свойства. Например, металлические свойства калия сильнее, чем металлические свойства натрия.

4. Неметаллические (окислительные) свойства атома – это свойства атома присоединять электроны. Чем меньше размер атома, тем сильнее его неметаллические свойства. Например, неметаллические свойства фтора сильнее, чем неметаллические свойства брома.

5. Относительная электроотрицательность (ОЭО) – это свойство атома притягивать электроны. Чем больше ОЭО, тем сильнее неметаллические свойства атома. В периоде ОЭО увеличивается слева направо, а в главной подгруппе уменьшается сверху вниз. Элементы побочной подгруппы этой закономерности не подчиняются. Электроотрицательность элементов рассчитывают относительно значения электроотрицательности фтора.

ОЭО некоторых элементов

F=4,0; O=3,5; Сl=3,1; N =3,0; Br=2,9, I=2,7, S=2,6, С=2,5; Р=2,2; Н=2,2

Новые слова и словосочетания Восстановительные, окислительные, закономерность, подчиняться,

относительная электроотрицательность. Вопросы и задания для самостоятельной работы

1. Как проявляются металлические свойства атомов? 2. В соединении NaCl какой элемент проявляет металлические свойства, а какой неметаллические?

§ 18. Периодический закон Д. И. Менделеева и строение атомов Периодический закон – это закон природы. Он показывает зависимости

между строением химических элементов и их свойствами. Свойства химических элементов и их соединений изменяются

периодически с увеличением зарядов ядер их атомов. Строение атома раскрывает физический смысл периодического закона и

периодической системы. Порядковый номер элемента показывает величину заряда ядра и общее число

электронов атома. Количество электронных слоев в атоме равно номеру периода, в котором

находится этот элемент. Число электронов во внешнем электронном слое атома s- и р-элементов

(главные подгруппы) равно номеру группы. Атомы d-элементов и f-элементов имеют во внешнем электронном слое

один или два электрона, потому что заполняются внутренние электронные слои. Открытие периодического закона – это начало современной химии.

Периодическая система является естественной научной классификацией химических элементов.


Зависимость, заполнять, соединения, раскрывать, внешний, естественный, классификация.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. От чего зависят свойства химических элементов и их соединений? 2. Какие виды Периодической системы элементов вам известны? Какой таблицей вам удобнее пользоваться и почему? 3. Сформулируйте периодический закон Менделеева. 4. Что показывает порядковый номер элемента? 5. Почему атомы d-элементов и f-элементов имеют во внешнем электронном слое один или два электрона?

III. Типы химической связи

§ 19. Химическая связь Химическая связь – это взаимодействие между атомами, которое

удерживает их вместе. Процесс образования связи протекает с выделением энергии (экзотермический процесс), а процесс разрыва связи – с поглощением энергии (эндотермический процесс).

У химических связей есть характеристики: энергия связи, длина связи, полярность связи

Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из атомов. Энергия связи указывает на ее прочность и измеряется в кДж/моль или в ккал/моль. Чем больше энергии выделяется при образовании связи, тем прочнее связь: например связь Н-Н более прочная, чем связь F-F.

Н + Н = H2 + 436кДж F + F = F2 + 159 кДж

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов, измеряется в ангстремах (Ả). Прочность связи зависит от её длины, чем меньше длина связи, тем

прочнее связь. Полярность связи – возникает, если атомы имеют различную

электроотрицательность. Тогда центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают. При поляризации связи молекула становиться диполем. Полярность связи оценивается величиной дипольного момента. Например, в молекуле НСl электронная плотность у ядра хлора выше, чем у ядра водорода. Атом хлора имеет отрицательный заряд q = −0,18, атом водорода имеет положительный заряд q = + 0,18.


Энергия связи, взаимодействие, удерживать, экзотермический процесс, эндотермический процесс, прочность, совпадать, не совпадать, диполь, дипольный момент, поляризация, центр тяжести.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Когда возникает химическая связь? 2. Назовите характеристики, которые имеют химические связи. 3. От чего зависит прочность связи? 4. В чем измеряется длина связи?

§ 20. Ковалентная связь Ковалентная связь бывает полярная и неполярная. Полярная ковалентная связь – это связь между атомами разных элементов,

например НСl. При образовании полярной ковалентной связи происходит смещение электронной пары к более электроотрицательному атому. Чем больше разность ОЭО, тем полярнее связь. Например, связь Н-F полярнее, чем связь Н-Сl.

Неполярная ковалентная связь – это связь между атомами одного элемента, например Н-Н, О-О, N-N.

Ковалентная связь – наиболее распространенный тип связи, она встречается как в неорганических, так и в органических веществах.

Ковалентная связь возникает между неметаллами при помощи общих электронных пар. Это происходит при спаривании электронов или при перекрывании электронных облаков s-s, s-p или p-p.

C

внешние электроны

CH

HH

H или CH

H

H

H

... .. :

: ::4H

Перекрывание электронных облаков идет на прямой, которая соединяет

ядра атомов, если это σ-связь. Над и под этой линией, если это π-связь. Между двумя атомами может быть одинарная связь (С-С), двойная связь (С=С)

или тройная связь (С = С). Одинарная связь – это σ-связь. Двойная связь состоит из одной σ-связи, и одной π-связи. Тройная связь состоит из одной σ-связи и двух π-связей.

CH

HH

H или CH

H

C

H

:: ::

CH C H

èëè

этен

этин

C:

::

H

HH

H

H

C HH :: C:.:.

CH

H

:: : C

H

H:: C C

H

H

H

H

этан

:

èëè

Угол между ковалентными связями называется валентным углом. Валентный угол зависит от типа гибридизации валентных орбиталей атома.


Ковалентная связь, полярный, полярнее, неполярный, валентный угол, одинарная связь, σ-связь, π-связь, гибридизация, тип гибридизации, этан, этин, этен.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Из каких связей состоит тройная связь между атомами углерода? 2. От чего зависит валентный угол связи? 3. Какая связь называется σ-связь? 4. Какая связь называется π-связь?

§ 21. Донорно-акцепторная связь

Эта связь образуется в результате взаимодействия пары електронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

N

H

H

H

+ H èëè

аммиак (донор)

протон(акцептор)

катион аммония

: + N

H

H

H

: H N

H

H

H

H =+

+ +

[NH4]


Донор, акцептор, донорно-акцепторная связь. Вопросы и задания для самостоятельной работы.

1. Поясните значение слов донор и акцептор.

§ 22. Гибридизация атомных орбиталей Гибридизация (изменение) орбиталей – это смешивание разных валентных

орбиталей, в результате чего образуются одинаковые гибридные орбитали. Есть три типа гибридизации орбиталей: sp3, sр2 и sp (читать: эс рэ три, эс

пэ два и эс пэ).

1) sp-гибридизация – один s-электрон и один р-электрон образуют два одинаковых гибридных облака, угол между ними равен 180°, например в молекуле ацетилена C2H2 у атомов углерода sp-гибридизация. Молекула имеет линейную форму.

2) sp2-гибридизация: один s-электрон и два р-электрона образуют три одинаковых гибридных облака, угол между ними 120°. Например, в молекуле этилена С2Н4 у атома углерода sp2-гибридизация. Угол между связями 120°.

3) sp3-гибридизация: один s-электрон и три р-электрона образуют четыре одинаковых гибридных облака, угол между ними равен 109°28'. Например, в молекуле метана СН4 у атома углерода sp3-гибридизация. Молекула метана имеет форму тетраэдра.

Новые слова и словосочетания Гибридизация, ацетилен, этилен, линейная форма, гибридные облака,

тетраэдр, форма тетраэдра, метан. Вопросы и задания для самостоятельной работы.

1. Может ли происходить гибридизация орбитали у атома водорода? 2. Назовите типы гибридизации орбиталей у атома углерода. 3. Какой тип гибридизации орбиталей в молекуле метана?

§ 23. Ионная связь Атомы металлов могут отдавать электроны и образовывать положительные

ионы. Атомы неметаллов могут присоединять электроны и образовывать отрицательные ионы. Ионы с разными зарядами притягиваются друг к другу и образуют химическую связь, которая называется ионной. Ионная связь возникает между металлами и неметаллами.

2s 2s2p 2p3s

атом Na(1s22s22p63s1)0

катион Na (1s22s22p6)

Na0

+

e_ _ _ _e +или Na

или2s 2s2p 2p

атом F(1s22s22p5)0

анион F (1s22s22p6)

F0

_

___e e

F

+Na F Na F

_ _+

Cхема 1. Образование ионной связи NaF Ионная связь – это электростатическая связь между ионами. Соединения

не имеют молекулярного строения. В кристалле фторида натрия шесть ионов фтора окружают ион натрия и шесть ионов натрия окружают один ион фтора. Формула

кристалла хлорида натрия (Na6F6)n. Вещества с ионной связью очень прочные. Их растворы и расплавы

проводят электрический ток. Они имеют высокую температуру плавления (Тпл.) и высокую температуру кипения (Ткип.). Например Тпл.NaCl = 8010 С, Ткип.NaCl = 14650 С.


Ион, ионная связь, электростатическая связь, кристалл, температура, плавление, температура плавления, кипение, температура кипения.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Назовите вещества с ионной связью, которые вы знаете. 2. Какие физические свойства имеют вещества с ионной связью? 3. Как образуются положительные ионы? 4. Как образуются отрицательные ионы? 5. Как образуется ионная связь?

§ 24. Металлическая связь Металлическая связь возникает только у металлов и в сплавах.

Атомы металлов постоянно отдают электроны, которые перемещаются по всей массе металла. Атомы металла, отдавшие электроны, становятся положительно заряженными ионами. Они притягивают к себе свободно перемещающиеся электроны. Одновременно другие атомы металла также отдают электроны. Внутри металла постоянно находится электронный газ, который прочно связывает между собой все атомы металла. Электроны становятся общими одновременно для всех атомов металла.

Рис. 2. Образования металлической связи

Все металлы имеют похожие физические свойства, по которым их отличают от неметаллов. При стандартных условиях все металлы (кроме ртути) — твердые кристаллические вещества с характерным металлическим блеском. Металлы хорошо проводят электрический ток и тепло.

Новые слова и словосочетания Металлическая связь, сплавы, положительно заряженные ионы, внутри,

электронный газ, блеск. Вопросы и задания для самостоятельной работы

1. Где в периодической системе находятся металлы?

2. Какую степень окисления имеют металлы в молекулах? 3. Какие физические свойства металлов вы знаете? 4. Как металлы проводят электрический ток и тепло?

§ 25. Водородная связь

Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. В молекулах белка водородные связи возникают внутри молекулы и играют большую роль в биологических системах.

H H

O:

:

H H

O:

:

O:

:

HH

Межмолекулярная водородная связь – это связь между положительно заряженным атомом одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Она возникает как электростатическое взаимодействие между Н+ и О-2, S-2, N-3, Hal-1.

Водородные связи образуются между молекулами воды. Одна молекула воды может образовать четыре водородные связи. Ее молекулы существуют в виде ассоциатов из 4 молекул, молекулярный вес увеличивается в 4 раза. Благодаря водородным связям вода является жидким веществом при обычных условиях. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше, чем энергия ковалентной связи.


Водородная связь, межмолекулярная связь, внутримолекулярная связь, ассоциат, электростатическое взаимодействие.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. В каком агрегатном состоянии была бы вода при отсутствии водородной связи в природе? 2. Как изображают водородную связь при написании? 3. Какие известные вам вещества имеют водородную связь?

§ 26. Типы кристаллических решеток

Основное состояние твёрдого вещества – это кристаллическое состояние. Кристаллические решетки бывают: молекулярная, атомная, металлическая

и ионная. В узлах атомной кристаллической решетки находятся атомы, которые

связаны прочными ковалентными связями. Атомная решетка очень прочная. Например, алмаз, бор, кремний имеют атомную решётку.

В узлах молекулярной кристаллической решетки находятся молекулы. Они связаны слабыми межмолекулярными силами. Молекулярная решетка непрочная. Например, лёд имеет молекулярную решетку.

Металлический кристалл состоит из атомов металла, положительных ионов металла и свободных электронов. Эти кристаллы очень прочные, с высокой температурой плавления.

Ионная кристаллическая решетка состоит из противоположно заряженных ионов. Она характерна для оксидов, гидроксидов и солей. Эти вещества имеют высокую температуру плавления и нелетучие.


Решетка, узел, узлы, нелетучие, металлический кристалл, оксиды, гидроксиды, алмаз, бор, кремний, свободный электрон.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Назовите вещества с ионной кристаллической решеткой и опишите их

физические свойства. 2. Назовите вещества с атомной кристаллической решеткой и опишите их

физические свойства.

IV. Классификация неорганических веществ По составу вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества – это вещества, которые состоят из атомов одного

элемента. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Сложные вещества – это вещества, которые состоят из атомов нескольких

элементов. Сложные вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Схема 2. Классификации неорганических веществ

§ 27. Оксиды Оксиды – это сложные вещества, которые состоят из атомов кислорода

и другого элемента. Степень окисления кислорода (–2). Названия оксидов состоят из слова «оксид» и русского названия химического

элемента в родительном падеже. Если элемент имеет несколько оксидов, то после его названия в скобках указывают валентность элемента в данном соединении римской цифрой. Например СuО – оксид меди (ІІ) (читать: оксид меди двухвалентной), Сu2О – оксид меди (І) (читать: оксид меди одновалентной).

По составу оксиды делятся на оксиды металлов (основные и амфотерные) и оксиды неметаллов (кислотные).

Основные оксиды – это оксиды металлов со степенью окисления +1 и +2 , например Na2O, K2O, CuO, CaO. Они проявляют основные свойства.

Амфотерные оксиды – это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4. Они проявляет основные и кислотные свойства: ZnO, ВеО, А12О3, Сг2О3.

Кислотные оксиды – это оксиды металлов со степенью окисления +5, +6, +7 и оксиды неметаллов Mn2O7, SO2, N2O3, Р2О5. Они проявляют кислотные свойства.

Получение оксидов 1. Оксиды получают в результате реакции окисления, при взаимодействии простых и сложных веществ с кислородом

2Сu + О2 = 2СuО СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

Если в результате реакции с кислородом выделяется тепло и свет, такая реакция называется горение.

С + О2 = СО2 +Q Q - это тепловая энергия. 2. Оксиды получают разложением солей, кислот и оснований

СаСО3 = СО2+СаО Н2СО3 = СО2+Н2О

Химические свойства оксидов

Оксиды вступают в реакции с водой, кислотами, основаниями и оксидами. 1. Взаимодействие оксидов с водой. Некоторые основные оксиды реагируют с водой и образуют основания.

К2О + Н2О = 2КОН + Н2↑ Амфотерные оксиды не реагируют с водой.

Al2O3+H2O ≠ Кислотные оксиды вступают в реакцию с водой и образуют кислоты.

SO3+H2O = H2SO4 2. Взаимодействие оксидов с кислотами. C кислотами реагируют oсновные и амфотерные оксиды и образуют соль и воду

К2О + Н2 SО4 = К2SО4 + Н2О Al2O3 +3Н2 SО4 = Al2(SО4)3 +3Н2О

3. Взаимодействие оксидов с основаниями. Кислотные и амфотерные оксиды реагируют с основаниями и образуют соль и воду.

SO3+ 2КОН = K2SO4+ Н2О Al2O3+6КОН = 2К3AlО3 + 3Н2О

4. Взаимодействие оксидов с оксидами. Основные, кислотные и амфотерные оксиды реагируют друг с другом и образуют соли

SO3+К2О = К2SО4 5. Оксиды вступают в реакции с простыми веществами.

2SO2+ О2 = 2SO3 Применение оксидов

Все химические элементы образуют оксиды. Оксиды многих элементов широко распространены в природе. Очень распространен оксид кремния SiO2 (кремнезем). Из этого оксида состоит песок и глина. Оксид углерода СО2 часть атмосферного воздуха. Распространен в природе также оксид алюминия А12О3. Из него выплавляют металл алюминий. Однако самый распространенный в природе оксид – это оксид водорода вода Н2О.

Вода Вода – источник жизни на Земле. Взрослый человек в день потребляет с едой

2 литра воды и 100 литров расходует на бытовые нужды. Тело человека содержит около 70% воды.

Вода может находиться в трёх агрегатных состояниях: твёрдом (лёд), жидком (вода) и газообразном (пар). Вода не имеет цвета, вкуса и запаха. Температура замерзания и плавления воды 00С. Температура кипения воды 100°С. При температуре 3,98°С вода имеет плотность 1г/см.

Вода – активное химическое вещество. Она растворяет многие вещества. Вода покрывает 75% земной поверхности. Вода имеет высокую теплоёмкость

и оказывает большое влияние на климат Земли.

Новые слова и словосочетания Окисление, кислотный оксид, основной оксид, амфотерный, амфотерный

оксид, горение, климат, поверхность, влияние, замерзание, температура замерзання, источник, кремнезем, распространять, песок, глина, потреблять, покрывать, теплоемкость.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Напишите, в какие химические реакции может вступать оксид магния. 2. На основании закона сохранения масс и знаний про валентность атомов химических элементов, напишите формулы оксидов в реакциях:

1. H2SO4 = H2O + ____ 4. 2SO2+O2 = ____ 2. CaCO3 = CaO + ____ 5. ____ + H2 = Cu + H2O 3. 3H2O + ___ = 2H3PO4 6. 2KMnO4 = K2MnO4 + ____+ O2

3. Напишите известные вам способы получения оксидов азота.

§ 28. Основания Основания – это сложные вещества, которые состоят из металла и

гидроксильных групп (-ОН). Число гидроксильных групп равно валентности металла.

Названия оснований состоят из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже, например КОН – гидроксид калия, Ва(ОН)2 – гидроксид бария. Если металл имеет переменную валентность, после названия металла указывают его валентность, например

Fe(ОН)3 – читать: гидроксид железа трехвалентного, Fe(ОН)2 – читать: гидроксид железа двухвалентного.

Основания делятся на нерастворимые в воде и растворимые в воде или щелочи.

Щелочи – это LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и другие. Щелочи очень едкие, они разрушают кожу, ткани, бумагу и другие материалы. Если раствор шелочи попадает на кожу, то ее необходимо быстро смыть большим количеством воды.

Получение оснований 1. Растворимые основания получают в результате реакции активного металла с водой

2Na + Н2О = 2NaОН + Н2↑ 2. Основания получают в результате реакции между оксидом активного металла и водой

Na2O + Н2О = 2NaОН 3. Нерастворимые основания получают в результате реакции щелочи и раствора соответствующей соли

2NaОН + СuСl2 = Сu(ОН)2↓+ 2NaСl Химические свойства оснований

1. Основания реагируют с кислотами КОН + НСl = КСl + Н2О

Реакция между основанием и кислотой называется реакция нейтрализации. В результате реакции образуются соль и вода 2. Основания реагируют с кислотными и амфотерными оксидами

2NaОН + SO3 = Na2SO4 + Н2О 3. Щелочи реагируют с растворами солей

3КОН + FeСl3 = Fe(ОН)3 + 3KСl 4. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании

Сu(ОН)2 → СuО + Н2О 5. Основания изменяют цвет индикаторов: фиолетовый лакмус на синий цвет, оранжевый метилоранж на желтый цвет, бесцветный фенолфталеин на малиновый цвет.

Амфотерные основания Гидроксиды, которые проявляют свойства оснований и кислот называются

амфотерными. Амфотерные основания образуются из амфотерных оксидов Амфотерные гидроксиды можно записывать как основания Al(ОН)3, Zn(ОН)2, Cr(ОН)3, Be(ОН)3 и как кислоты Н3AlО3, Н2ZnО2, Н3CrО3, Н3 BеО3.

Способность химических соединений проявлять и кислотные и основные свойства называют амфотерностью.

Zn(ОН)2 + 2НСl = ZnСl2 + Н2О Н2ZnО2 +2NaОН = Na 2 ZnО2 + Н2О

Применение оснований Щелочи NaОН и КОН применяют в химической, бумажной и текстильной

промышленности. Для получения мыла, искусственного волокна, для очистки нефтепродуктов. Они также используются как электролиты в щелочных аккумуляторах.

Са(ОН)2 гашеная известь – используется в строительстве, как скрепляющий материал.

Новые слова и словосочетания Основание, гидроксид, щелочь, щелочной, нейтрализация, изменять,

растворимый, нерастворимый, индикатор, фиолетовый, лакмус, метилоранж, бесцветный, фенолфталеин, малиновый цвет, бумажный, текстильный промышленность, аккумулятор, волокно, очистка, нефтепродукты, гашеная известь, использовать, строительство, скрепляющий материал.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Какие три способа получения гидроксида калия вы знаете? 2. Напишите реакции получения гидроксида калия. 2. Назовите вещества, с какими может реагировать гидроксид алюминия, напишите уравнения реакций.

§ 29. Кислоты Кислоты – это сложные вещества, которые состоят из водорода и

кислотного остатка. Кислоты делятся:

а) по составу на кислородсодержащие и бескислородные; б) по основности на одно- (HNO3), двух-(H2S), трех-(Н3РО4) и многоосновные.

Таблица 3. Классификация кислот по составу

Кислоты

Кислородсодержащие Бескислородные Формула Название Формула Название

HNO3 НРО3 Н2СО3 H2SO4 Н3РО4

Азотная Метафосфорная Угольная Серная Ортофосфорная

НС1

НВг HI HF H2S

Хлороводородная, или соляная Бромоводородная Йодоводородная Фтороводородная Сероводородная

Валентность кислотного остатка определяется числом атомов водорода, способных замещаться атомами металла. Во время химических реакций кислотный

остаток переходит из одной молекулы в другую молекулу не изменяясь. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑ 2К + 2HCl = 2КCl + H2↑

Группа атомов SO4-2 — это кислотный остаток серной кислоты. Его валентность

равна двум, в серной кислоте он соединен с двумя атомами водорода, которые способны замещаться на атом цинка. Хлорид-ион Cl- — это кислотный остаток соляной кислоты. Его валентность равна одному. Названия наиболее употребляемых кислот приведены в таблице 4.

Таблица 4. Названия кислот и кислотных остатков В А

Получение кислот 1. Кислоты получают в результате реакции обмена между солями и кислотами

Na2SiO3 + HCl = 2NaCl + H2SiO3↓ 2. Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.

СО2 + Н2О = Н2СО3 3. Бескислородные кислоты получают в результате реакции неметаллов с водородом и растворением водородного соединения в воде

H2 + Cl2 = 2НCl Химические свойства кислот

1. Кислоты растворяются в воде. 2. Кислоты реагируют с металлами

Mg + 2НСl = MgСl2 + Н2↑ Активные металлы реагируют с кислотами и образуют соль и водород. Все металлы

Формула кислоты

Название кислоты Кислотный остаток

Название кислотного остатка

HCl HBr H2S H2SO3 H2SO4

HNO2 HNO3

H3PO4 H2CO3 H2SiO3 HMnO4

HClO4

Хлороводородная Соляная Бромоводородная Сероводородная Сернистая Серная Азотистая Азотная Ортофосфорная Угольная Метакремниевая Марганцовая Хлорная

Cl- Br - S2- SO3

2- SO4

2-

NO2-

NO3-

PO43-

CO32-

SiO32-

MnO4-

ClO4-

Хлорид-ион Бромид-ион Сульфид-ион Сульфит-ион Сульфат-ион Нитрит-ион Нитрат-ион Ортофосфат-ион Карбонат-ион Силикат-ион Перманганат-ион Перхлорат-ион

по активности выделения водорода образуют ряд активности металлов.

Ряд активности металлов Li, K, Ba, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

активность металла уменьшается слева направо. Металлы, которые стоят слева от водорода в ряду активности металлов вытесняют его из кислот. Металлы, которые стоят справа от водорода в ряду активности металлов не вытесняют его из кислот.

Исключения: а) концентрированная серная кислота взаимодействует с активными и неактивными металлами, но водород не выделяет.

Н2SO4конц + Cu = Cu SO4 + SO2↑ + Н2О б) разбавленная и концентрированная азотная кислота реагирует с активными и неактивными металлами, но водород не выделяет

3Cu + 8HNO3разб. = Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4 H2O Cu + 4HNO3конц.. = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2 H2O

Концентрированная азотная кислота не вступает в реакцию с Al, Cr, Fe, Pt, Au 2. Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами

MgО + 2НСl = MgСl2 + Н2О 3. Кислоты реагируют с основаниями

Mg(ОН)2 + 2НСl = MgСl2 + 2Н2О 4. Кислоты реагируют с солями

Pb(NO3)2 + Н2SO4 = PbSO4↓+2НNO3 5. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании

Н2СО3 = СО2 + Н2О 6. Кислоты изменяют окраску индикаторов: фиолетовый лакмус на красный цвет, оранжевый метилоранж на розовый, бесцветный фенолфталеин остается бесцветным.

Применение кислот Кислоты широко применяют в промышленности, сельском хозяйстве,

медицине. Соляную кислоту используют для получения пластмасс, солей, как лекарство.

Серную кислоту используют для получения пластмасс, солей, для производства удобрений, взрывчатых веществ, кислот, лекарств, искусственного волокна, кислотных электролитов для аккумуляторов.

Фосфорную и азотную кислоты используют для получения минеральных удобрений.

Новые слова и словосочетания Кислота, азотистая кислота, азотная кислота, хлорная кислота, соляная

кислота, бромоводородная кислота, сероводородная кислота, сернистая кислота, серная кислота, ортофосфорная кислота, фосфорная кислота, угольная кислота, метакремниевая кислота, марганцовая кислота, одноосновный, многоосновный ион, хлорид-ион, бромид-ион, сульфид-ион, сульфит-ион, сульфат-ион, нитрит-ион, нитрат-ион, перхлорат-ион, ортофосфат-ион, карбонат-ион, силикат-ион,

перманганат-ион, бескислородный, кислородсодержаний, кислотный остаток, удобрения, минеральные удобрения, сельское хозяйство, пластмасса, взрыв, взрывчатые вещества, лекарства, превращения, цепочка превращений

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Какая кислота образуется в бутылке с газированной водой? Напишите уравнение реакции. 2. Напишите цепочки превращений и уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: а). Р → Н3РО4, б). СН4 → Н2СО3

§ 30. Соли Соли – это сложные вещества, которые состоят из атомов металла и

кислотных остатков. Названия солей. По международной номенклатуре название соли состоит из

названия металла в родительном падеже и латинского названия кислотного остатка. Названия солей бескислородных кислот имеют суффикс –ид: хлорид меди, сульфид цинка. Соли кислородсодержащих кислот имеют суффикс –aт, в случае максимальной валентности кислотообразующего элемента: сульфат калия, нитрат алюминия. Суффикс -ит — в случае низшей его валентности: сульфит калия, нитрит алюминия. Используются и практические названия: NaСl – поваренная соль.

Таблица 5. Образование названий солей Формула кислоты, образующей соль

Название кислотного остатка

Примеры названия солей

НС1 H2S HNO, Н2СО3 H2SiO3

H2SO4 H2SO3 H3PO4

Хлорид Сульфид Нитрат Карбонат Силикат Сульфат Сульфит Фосфат (ортофосфат)

NaCl — хлорид натрия K2S — сульфид калия NaNO3 — нитрат натрия СаСО3 — карбонат кальция Na2SiO3 — силикат натрия Na2SO4 — сульфат натрия Na2SO3 — сульфит натрия К3РО4 — фосфат калия, ортофосфат калия

При составлении формул солей пользуются правилом: Сумма валентностей атомов металла должна быть равна сумме

валентностей кислотных остатков. Например, составляя формулу сульфата алюминия учитывают, что

валентность алюминия равна 3, а кислотного остатка SO4-2. С помощью индексов

уравнивают суммарную валентность. Наименьшее общее кратное для 3 и 2 равно 6. Определяем индекс для алюминия делением 6 на его валентность 3, получаем 2. Так же делим 6 на валентность кислотного остатка SO4, которая равна 2, и получаем 3. Отсюда формула сульфата алюминия

A1+32(SO4)-2

3.

Выражают состав солей химическими формулами, но в кристаллах соли молекулы отсутствуют. Формулы солей показывают только соотношение атомов металла и кислотного остатка. По ним можно вычислять значения относительной молекулярной и молярной масс. Реальных молекул в кристаллах солей нет, они построены из ионов.

Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, смешанные.

Схема 3. Типы солей Средние соли – это продукты полного замещения водорода кислоты атомами

металла, например Cu(NO3)2 нитрат меди, Cu SO4 сульфат меди. Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода

многоосновной кислоты атомами металла, например КНSO4 гидросульфат меди. Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксильных

групп основания кислотным остатком, например CuОН(NO3) гидроксинитрат меди. Двойные соли имеют один металл и кислотные остатки двух разных кислот,

например CuСІВr. Смешанные соли имеют в составе два разных металла и один кислотный

остаток, например КNaSO4. Получение солей

1. Соли получают в результате реакции нейтрализации: КОН + НСl = КСl + Н2О

2. Соли получают в результате реакции между кислотой и металлом: 2К +2НСl = 2КСl + Н2

3. Соли получают в результате реакции между кислотой и основным оксидом К2О +2НСl = 2КСl + Н2О

4. Соли получают в результате реакции между кислотой и другой солью: 2К2СO3 +2НСl = 2КСl + Н2СO3

5. Соли получают в результате реакции между основанием и другой солью: Cu(NO3)2 +2КОН = Cu(ОН)2 + НNO3

6. Соли получают в результате реакции между основанием и кислотным оксидом: КОН + SO3 = КHSO4

Химические свойства солей 1. Соли реагируют с металлами, которые в ряду активностей размещаются левее от

того металла, который входит в состав соли, например: Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag

2. Соли реагируют с растворимыми основаниями — щелочами. А1С13 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

Соли

Средние Cu SO4

Кислые КНSO4

Основные CuОНNО3

Двойные CuСІВr

Смешанные КNaSO4

В водном растворе вещества обмениваются своими составными частями. Происходит реакция обмена и образуются новая соль и новое основание. 3. Соли реагируют с кислотами, происходит реакция обмена при таких условиях

а) если образуется осадок, нерастворимый в кислотах:

AgNO3 + HC1 = AgCl↓ + HNO3

б) если реагирующая кислота сильнее, чем та, которой образована соль:

Са3(РО4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2Н3РО4

в) если соль образована летучей кислотой (НC1), а реагирующая кислота нелетучая: 2NaC1 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HC1

4. Соли реагируют с солями. ВаС12 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

5. Некоторые соли разлагаются при нагревании. СаСО3 = СаО+СО2↑ Применение солей

При обычных условиях все соли — твердые кристаллические вещества разного цвета. Соли широко распространены в природе и играют важную роль в процессах обмена веществ в животных и растительных организмах. Соли содержатся в клеточном соке живых организмов, входят в состав разных тканей: костной, нервной, мышечной и др. Массовая доля солей в организме человека составляет 5,5%. Живые организмы нуждаются в постоянном поступлении солей. Они их получают с питьевой водой и пищевыми продуктами.

Соли используют для получения многих металлов, минеральных удобрений, стекла, минеральных красок, моющих средств, кислот.


Номенклатура, международная номенклатура, смешанные соли, двойные соли, кислые соли, средние соли, питьевая вода, обмен веществ, клеточный сок, костные ткани, мышечные ткани, нуждаться, летучий, нелетучий, осадок, разлагаться.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. Напишите формулы таких солей: а) сульфат кальция; б) нитрат магния; в) хлорид алюминия; г) сульфат натрия; д) сульфид цинка; е) сульфит калия. 2. Напишите названия солей по их формулам: a) MgCO3; б) СuС12; в) CuCl; г) Na3PO4; д) Na2S; e) Ba(NO3)2; ж) CuSO4. 3. Какие известные вам соли находятся в морской воде? 4. Определите массу и тип соли, которая образуется при взаимодействии гидроксида меди двухвалентной массой 0,0196 кг с хлороводородной кислотой массой 0,0073 кг. (Ответ 0,00233 кг)

§ 31. Графические изображения формул неорганических веществ Для лучшего пространственного представления молекул пользуются

графическими или структурными формулами. Графические формулы показывают последовательность соединения атомов в молекуле. Каждую связь обозначают черточкой. Число черточек возле атома должно быть равно его валентности в данной молекуле. Для оксидов написание таких формул несложно:

Н-О-Н, (Н2О) Са=О, (СаО)

О=С=О (СО2) Для оснований нужно помнить, что гидроксильная группа присоединяется к

металлу через кислород К-О-Н, (КОН)

Н-О-Mg-O-H, Mg(OH)2 Для кислот и солей писать графические формулы сложнее.

Примеры графических формул некоторых кислот:

хлороводородная кислота Clсероводородная кислота H S H

H

сернистая кислота H ОSН О O

серная кислота ОSН О

О

О

Н

хлорная кислота ClН О OO

O

азотная кислота NH ОO

O

ортофосфорная кислотаО

РН

О OН

ОН

угольная кислотаО

СН О OН

H

марганцевая кислота MnН О OO

O Начинать изображение формулы нужно с атома, у которого наибольшая

валентность. Затем составляют структуру кислотного остатка и в конце записывают водороды, если это кислота. Графическую формулу для солей одновалентных металлов записывают как для кислоты, заменяя водород атомами металла. Если в

молекуле соли несколько кислотных остатков, их располагают так, чтобы металл (двух Ме+2 или трехвалентный Ме+3) находился между ними. Молекула должна занимать минимальный объем. Черточки желательно располагать равномерно вокруг символа элемента.

Примеры графических формул некоторых солей:

хлорид калия

сульфид натрия сульфит кальция гидросульфат натрия нитрат цинка дигидрофосфат калия карбонат алюминия перманганат калия

При составлении графических формул средних солей вначале составляют графическую формулу кислоты, от которой образована соль, затем атомы водорода замещают на соответствующий металл или ионы аммония.

Составляя графические формулы кислых солей, за основу берут графическую формулу соответствующей кислоты и замещают на металл часть атомов водорода, например формулу гидросульфата натрия NaНSO3 смотри в таблице.

При записи графических формул основных солей в соответствующем основании замещают на кислотный остаток одну или несколько гидроксильных групп. Например:

H-O-Cu-Cl (CuОНCl) При составлении графических формул средних солей вначале составляют

графическую формулу кислоты, от которой образована соль, затем атомы водорода замещают на соответствующий металл или ионы аммония.

Строение кислотных остатков, которые часто встречаются нужно запомнить!

Новые слова и словосочетания Графическая формула, структурная формула, минимальный объем, желать,

желательно. Вопросы и задания для самостоятельной работы

1. Напишите графические формулы для AlPO4, K2HPO4, Al2(HPO4)3. 2. Напишите графические формулы для гидроксида железа двухвалентного и гидроксида железа трехвалентного, кремниевой кислоты, азотистой кислоты, хлорной кислоты.

§ 32. Связь между классами неорганических соединений Все вещества взаимосвязаны. Между ними существует генетическая связь.

Из веществ одного класса с помощью различных химических реакций можно получить вещества другого класса. Из простых веществ можно получить сложные вещества. Из сложных веществ можно получить простые вещества. Зная генетическую связь, можно не только превращать одни вещества в другие, но и вновь получать исходные вещества.

Взаимосвязь веществ можно представить в виде схемы 4.

Cхема 4. Генетическая связь между классами

Примеры некоторых превращений магния и его соединений из схемы 4: 2Mg + O2 = 2MgO

металл оксид MgO+H2 = Mg + H2O

оксид металл Mg + H2O = Mg(OH)2

металл основание Mg(OH)2 + HCl = MgCl2 + 2H2O

основание соль MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2NaCl

соль соль Mg(OH)2 + HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O Mg(NO3)2 + H2O = Mg(OH)2 + HNO3

соль основание Рассмотрим несколько примеров химических превращений.

Пример 1. Написать уравнения реакций для следующих превращений S→ SO2 →SO3 → H2SO4 → KHSO4 → K2SO4 → H2SO4→ SO3

Решение: 1. S + O2 = SO2

2. 2SO2 + O2 = 2SO3

3. SO3 + H2O = H2SO4

4. H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O 5. KHSO4 + KOH = K2SO4 +H2O 6. K2SO4 + H3PO4 = K2HPO4 + H2SO4 7. H2SO4 = H2O + SO3

Пример 2. Написать уравнения реакций для следующих превращений натрий→ гидроксид натрия→сульфат натрия→нитрат натрия→азотная кислота→ →нитрат натрия →нитрит натрия.

Решение: Запишем цепочку химических превращений, используя формулы веществ:

Na → NaOH → Na2SO4→ NaNO3→ HNO3→ NaNO3→ NaNO3. Составим уравнения реакций для каждой схемы. 1) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑; 2) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; 3) Na2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 ↓+ 2NaNO3; 4) NaNO3 + H2SO4 =NaНSO4 + HNO3↑; 5) HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O; 6) 2NaNO3 =2 NaNO3 + O2↑

Взаимная связь между соединениями и их превращениями подтверждает единство элементного состава веществ.

Новые слова и словосочетания Генетика, генетическая связь, единство.

Вопросы и задания для самостоятельной работы 1. На какие две группы можно разделить простые вещества? 2. Какие вещества называются сложными? 3. На какие группы делятся соли по составу? 4. Написать уравнения реакций для следующих превращений

Zn → ZnO → ZnSO4 → Zn(OH)2 → K2ZnO2 Cu→ CuO → CuCO3 → Cu(OH)2 → CuCl2 → Cu

Documents

· УДК 54(075.8) ББК 24я73. А 28. Рекомендовано к печати Научно-методическим советом Харьковского. националь